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Tríades Dohereiner (1817): Alguns elementos apresentavam certas

semelhanças.

HISTÓRICO

Elemento Massa Atômica

Ferro 56

Cobalto 59

Níquel 58

Elemento Massa Atômica

Lítio 07

Sódio 23

Potássi 39

Massa Atômica Próxima. Diferença constante entre Massa Atômica Próxima.

Elemento Massa Atômica

Cálcio 40

Estrôncio 88

Bário 137

A massa atômica de um elemento corresponde à média aritmética dos outros

dois elementos.

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Chancourtois (1862): Parafuso Telúrico, encontrou propriedades

semelhantes entre os átomos de Berílio, Magnésio, Carbono e

Silício.

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Newlands (1864): Observou que as propriedades dos sete primeiros

elementos se repetiam nos sete elementos seguintes, e as definiu

como sendo a Lei das Oitavas Musicais.

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Mendeleev (1869): Organizou os elementos em ordem crescente

de massa atômica e observou que os elementos apresentavam

propriedades químicas semelhantes.

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Moseley (1913): As propriedades dos elementos são uma função periódica

dos seus números atômicos.

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Número dos Grupos

Núm

ero

dos

Per

íodo

s

* Grupo 1 – Metais Alcalinos;

* Grupo 2 – Metais Alcalinos Terrosos;

* Grupo 3 a 12 – Metais de Transição;

* Grupo 13 – Grupo do Boro;

* Grupo 14 – Grupo do Carbono

* Grupo 15 – Grupo do Nitrogênio;

* Grupo 16 – Grupo do Calcogênio;

* Grupo 17 – Grupo do Halogênio;

* Grupo 18 – Grupo dos Gases Nobres;

* A serie dos Lantanídeos e Actinídeos;

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INÍCIO

FIM

Bloco s Bloco p Bloco d Bloco f

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Grupo 1 - Metais Alcalinos: São metais pertencentes ao bloco s.

São elementos que reagem vigorosamente. São metais macios,

prateados e fundem em baixas temperaturas. Eles produzem

hidrogênio quando colocados em contato com a água.

Na(s) + H2O(l) NaOH(l) + H+(g)

K

L

M

N

O

P

Q

Aumenta o Número de Camadas

Todos os elementos deste grupo apresentam 1 elétrons

na última camada de valência, ou seja ns1.

Na (Z = 11) – 1s2 2s2 2p6 3s1

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Grupo 2 - Metais Alcalinos Terrosos: Os elementos Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr) e

Bário (Ba) são chamados de metais alcalinos terrosos, mas o nome é estendido

para todo o grupo 2. Este elementos também pertencentes ao bloco s. Estes

elementos apresentam propriedades em comum com o Grupo 1, porem suas

reações são menos vigorosas.

Aumenta o Número de Camadas

K

L

M

N

O

P

Q

Todos os elementos deste grupo apresentam 2 elétrons

na última camada de valência, ou seja ns2.

Mg (Z = 12) – 1s2 2s2 2p6 3s2

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Grupo 3 a 12 – Metais de Transição: Os elementos do bloco d, com exceção dos

elementos do Grupo 12, são chamados de metais de transição. Estes elementos

estão entre os metais Bloco s, que reagem vigorosamente e os metias menos

reativos, lados esquerdo do Bloco p.

Todos os elementos deste

grupo apresentam o subível

mais energético d pertencente a

penúltima camada.

Fe (Z = 26) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Cu (Z = 29) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

Zn (Z = 30) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

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Grupo 13 – Grupo do Boro: Estes elementos apresentam 3 elétrons na última camada. A configuração da camada de valência é ns2 np1;

Grupo 14 – Grupo do Carbono: Os elementos deste grupo apresentam 4 elétrons na última camada, com configuração eletrônica igual ns2 np2;

Grupo 15 – Grupo do Nitrogênio: Os elementos deste grupo apresentam 5 elétrons na última camada, com configuração eletrônica da camada de valência ns2 np3;

Grupo 16 – Grupo dos Calcogênios: Os elementos deste grupo apresentam 6 elétrons na última camada, com configuração eletrônica da camada de valência é ns2 np4;

Grupo 17 – Grupo dos Halogênios: Neste grupo os elementos apresentam 7 elétrons na última camada, com configuração eletrônica da camada de valência ns2 np5;

B (Z = 5) – 1s2 2s2 2p1

C (Z = 6) – 1s2 2s2 2p2

N (Z = 7) – 1s2 2s2 2p3

O (Z = 8) – 1s2 2s2 2p4

F (Z = 9) – 1s2 2s2 2p5

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Grupo 18 – Gases Nobres: São considerados quimicamente neutros, ou seja,

combinam-se com poucos elementos. Até os anos 60 eram conhecidos como gases

inertes, porque acreditava-se que eles não se combinavam com nenhum elemento.

Todos os elementos deste grupo são gases incolores e inodoros.

Com exceção do Hélio (He) todos os demais elementos

apresentam configuração eletrônica na camada de

valência ns2 np6;

He (Z = 2) – 1s2

Ne (Z = 10) – 1s2 2s2 2p6

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Metais de Transição Interna – Lantanídeos e os Actinídeos: Na lilnha superior

deste bloco temos os elementos que seguem o Lantâneo La (elemento 57)

localizado no Sexto Período, na qual chamamos de LANTANÌDEOS. Na linha

inferior, seguindo o Actíneo Ac (elemento 89), localizado no Sétimo Período,

encontramos os Actinídeos.

LANTANÍDEOS ACTINÍDEOS

Subnível mais energético = 4f

Última camada = 6s2

Subnível mais energético = 5f

Última camada = 7s2

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METAIS METALÓIDES NÃO -METAIS

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METAIS: Constituem aproximadamente 76% dos elementos da tabela periódica.

Conduzem eletricidade e calor, são maleáveis e flexíveis, são sólidos a temperatura

ambiente com exceção do Gálio (Ga Z = 31) e do Mercúrio (Hg Z = 80), que são

líquidos.

NÃO-METAIS: Constituem aproximadamente 11% dos elementos da tabela, no

entanto, são os mais abundantes na Natureza. Em geral são maus condutores de

eletricidade e calor, não são maleáveis nem flexíveis. São sólidos o Carbono (C), o

Fósforo (P), o Enxofre (S), o Selênio (Se) e o Iodo (I), líquido o Bromo (Br) e gasoso

o Hidrogênio (H), o Nitrogênio (N), o Oxigênio (O), o Flúor (F) e o Cloro (Cl).

SEMI-METAIS OU METALÓIDES: Constituem cerca de 7% dos elementos da

tabela. Estes elementos têm a aparência de um metal mas comportam-se

quimicamente como um não-metal.

GASES NOBRES: Constituem aproximadamente 6% dos elementos da tabela. Este

elementos são encontrados na natureza na forma de substâncias simples, são todos

gases em condições ambientais.

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PROPRIEDADES ATÔMICAS

1. Tamanho do Átomo:

Com o aumento do número de camadas ocorre o aumento do tamanho do átomo.

Desta forma, em um grupo o tamanho do átomo aumenta de cima para baixo.

K

L

M

N

O

P

Q

Aumenta o Número de Camadas

Na (Z = 11) – 1s2 2s2 2p6 3s1

Li (Z = 3) – 1s2 2s1

K (Z = 19) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

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Em um período o número de camadas é o mesmo, porém, a carga nuclear aumenta

(aumenta o número atômico), consequentemente ocorre o aumento da atração do

núcleo sobre os elétrons periféricos.

Desta forma, em um período quanto maior o número atômico menor o tamanho do

átomo.

L

B (Z = 5) – 1s2 2s2 2p1 3 elétrons

C (Z = 6) – 1s2 2s2 2p2 4 elétrons

N (Z = 7) – 1s2 2s2 2p3 5 elétrons

O (Z = 8) – 1s2 2s2 2p4 6 elétrons

F (Z = 9) – 1s2 2s2 2p5 7 elétrons

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ORDEM CRESCENTE DO TAMANHO DO

ÁTOMO

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2. Raio Atômico :

O raio atômico é definido como a metade da distância entre os núcleos de dois

átomos vizinhos.

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ORDEM CRESCENTE DO RAIO ATÔMICO

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2. Raio Iônico:

O raio iônico é definido como a soma da distância entre o centro de um cátion e um

ânion.

OS CÁTIONS SÃO MENORES DO QUE SEUS ÁTOMOS

GERADORES E OS ÂNIONS SÃO MAIORES

DEFINIÇÃO DE ÍON: Um íon é formado quando um ou mais átomos ganham ou

perdem elétrons.

Definição de Cátions: A perda de um elétron por parte de um átomo da origem a

formação de um íon positivo.

Na(s) Na+(g) + 1 e-

Definição de Ânion: Quando um átomo recebe um elétron forma-se um ânion com

carga negativa.

F(g) + 1e- F-(g)

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Átomos e seus respectivos CÁTIONS (a) Metais alcalinos e

(b) Metais alcalinos terrosos.

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Átomos do grupo dos halogênios e seus respectivos ÂNIONS.

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Química Geral

ORDEM CRESCENTE DO

RAIO IÔNICO

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3. Energia de Ionização:

É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo, sendo que este deve

estar na fase gasosa.

A energia deve ser suficiente para retirar o elétron do átomo formando um íon positivo.

Para a primeira ionização (Ei1) partimos do átomo neutro:

Cu(g) Cu(g) + e-

(g) Ei1 = 785 kJ/mol

Ei=

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A segunda energia de ionização (Ei2) de um elemento é a energia necessária para

remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária.

Cu1+(g) Cu2+

(g) + e-

(g) Ei2 = 1955 kJ/mol

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Na(g) Na+(g)

+ e-(g) Ei = 119 kcal/mol

Para o átomo de Sódio (Na) a Energia de Ionização é:

Nos PERÍODOS o tamanho do átomo aumenta da direita para esquerda, quanto

maior o número de elétrons na camada de valência maior é a sua atração pelo

núcleo, portanto, menor é o átomo. Desta forma, a Energia de Ionização

aumenta da esquerda para direita.

Com o aumento do tamanho do átomo, aumenta a facilidade de remoção de um

elétron da camada de valência. Desta forma, quanto maior o tamanho do

átomo, menor a Energia de Ionização. Portanto, nos GRUPOS a Energia de

Ionização aumenta de baixo para cima.

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ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA DE IONIZAÇÃO

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4. Afinidade Eletrônica:

É a medida da energia liberada pelo átomo isolado, no estado gasoso, ao receber um

elétron, formando um íon gasoso negativo.

Na(g) Na+(g)

+ e-(g) Ei = 119 kcal/mol

Para o átomo de Sódio (Na) a Energia de Ionização é:

Na(g) + e-

(g) Na- (g) + 119 kcal/mol

Para o átomo de Sódio (Na) a Afinidade Eletrônica é:

Importante: A afinidade eletrônica só apresenta aplicação prática para os não-metais, pois seus átomos tendem a receber elétrons. Para os metais é muito difícil medir esta propriedade, pois seus átomos não tende a receber elétrons.

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ORDEM CRESCENTE DE AFINIDADE ELETRÔNICA

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5. Eletronegatividade:

É a propriedade que o átomo apresenta de atrair elétrons.

Esta propriedade depende de dois importantes fatores: o número de elétrons na

última camada e o tamanho do átomo.

Segundo Fator: Quanto menor o tamanho do átomo, maior é a atração do núcleo

sobre os elétrons periféricos. Desta forma, é muito maior a atração pelos elétrons que

estão nas suas proximidades. Portanto, quanto menor o tamanho do átomo, maior a

sua ELETRONEGATIVIDADE.

Primeiro Fator: Quanto mais próximo o átomo estiver de atingir a estabilidade, ou

seja, apresentar oito elétrons na última camada, maior a sua atração por elétrons.

Portanto, maior a sua ELETRONEGATIVIDADE.

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ORDEM CRESCENTE DE ELETRONEGATIVIDADE

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6. Eletropositividade:

É a propriedade que o átomo apresenta de repelir elétrons.

Esta propriedade é o inverso da eletronegatividade. Nos grupos aumenta de cima

para baixo e nos períodos da direita para esquerda.

ORDEM CRESCENTE DE ELETROPOSITIVIDADE

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7. Reatividade Química:

É a propriedade que o elemento apresenta de reagir quimicamente.

- Maior Tamanho do Átomo;

- Menor Potencial de Ionização;

- Menor Eletronegatividade;

- Maior Eletropositividade;

- Maior Caráter Metálico;

- Maior Reatividade Química do Metal;

- Menor Tamanho do Átomo;

- Maior Eletro Afinidade;

- Maior Eletronegatividade;

- Menor Eletropositividade;

- Maior Caráter Não-Metálico;

- Maior Reatividade Química do Não – Metal;

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NÃO METAL

METAL

VARIAÇÃO DO CARÁTER METÁLICO E NÃO METÁLICO

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8. Densidade:

É definida como sendo a razão entre a massa específica (m) e o volume (V). Para

um elemento químico a massa corresponde a massa atômica do elemento e o

volume ocupado por este elemento.

VARIAÇÃO DA DENSIDADE

Nos grupos a

densidade aumenta

de cima para baixo e

nos períodos aumenta

das laterais para o

centro.

m (g)

V (cm3)d =

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8. Volume Atômico:

É a razão entre a massa e a densidade deste elemento no estado sólido.

VOLUME ATÔMICO

Nos grupos o volume

aumenta de cima para

baixo e nos períodos

aumenta do centro

para as laterais.

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9. Ponto de Fusão:

É a temperatura na qual o sólido passa para o estado líquido, a uma determinada

pressão.

PONTO DE FUSÃO

Nos grupos o

aumento do ponto de

fusão ocorre de cima

para baixo, exceto

nos grupos 1 e 2, que

é de baixo para cima.

Nos períodos o

aumento ocorre das

laterais para o centro.

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