¥Tudo Sobre Química Inorgânica

15. Tabela Periódica

Organização periódica dos elementos segundo a ordem crescente de seus números atômicos.

a. Colunas - dezoito conjuntos verticais contendo elementos com características e propriedades semelhantes.

• Os elementos de uma mesma coluna apresentam o mesmo número de elétrons na última camada.

• Representativos: 1A alcalinos, 2A alcalinos terrosos, 3A família do boro, 4A família do carbono, 5A família do nitrogênio, 6A calcogênios e 7A halogênios, 8A gases nobres.

• Transição 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 8B, 8B, 1B, 2B.

OBS.: o número da coluna representativa corresponde ao número de elétrons da última camada. Na (1A) - 1 e- na última camada 1s², 2s², 2p⁶, 3s¹. Ca (2A) - 2 e- na última camada 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s². O (6A) - 6 e- na última camada 1s², 2s², 2p⁴.

b. Períodos: 7 conjuntos horizontais contendo elementos com o mesmo número de camadas na eletrosfera.

OBS.: o número do período corresponde ao número de camadas da eletrosfera. Na (3º período) 3 camadas; Ca (4º período) 4 camadas; O (2º período) 2 camadas na eletrosfera.

c. Elementos na T.P.

Metais: • localizados à esquerda; • apresentam menos de 4e- na última camada; • altas temperaturas de fusão e ebulição; • apresentam brilho característico; • condutores de eletricidade e calor; • maleabilidade (chapas); • ductibilidade (fios).

Não-metais: • localizados à direita; • acima de 4 e- na última camada; • baixas temperaturas de fusão e ebulição; • isolantes; • duros e quebradiços.

Semi-metais: • limite entre metais e não-metais. São eles Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Arsênio (As), Sb, Te e Po (polônio).

Gases nobres: • estáveis (não se ligam a outros átomos). Coluna 8A.

d. Elementos diatômicos (E₂): H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

e. Estado físico a temperatura ambiente (25ºC, 1 atm). Gasosos: H, N, O, F, Cl e Gases Nobres. Líquidos: Hg e Br. Sólidos: o restante.

A tabela periódica é semelhante àquela usada em provas.

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16. Propriedades periódicas

a. Raio Atômico - "Distância entre o núcleo e o elétron mais externo."

• Fator determinante número de camadas, o raio aumenta quando aumenta o período.

OBS.: elementos com o mesmo número de camadas (mesmo período). "Raio é inversamente proporcional ao número atômico.

â ß - é como o raio cresce na tabela periódica.

b. Eletropositividade - Tendência em perder elétrons (caráter metálico). "Eletropositividade e raio são diretamente proporcionais."

â ß - é como a eletropositividade cresce na tabela periódica.

c. Eletronegatividade - Tendência em atrair elétrons. "Eletronegatividade é inversamente proporcional ao raio."

á à - é como a eletronegatividade cresce na tabela periódica. F, O, N são os elementos mais eletronegativos na tabela.

c. Eletroafinidade - Energia liberada pelo átomo ao receber um elétron. "Diretamente proporcional a eletronegatividade."

á à - é como a eletroafinidade cresce na tabela periódica.

e. Energia de ionização - Energia necessária para retirar um elétron do átomo no estado gasoso. "Inversamente proporcional ao raio."

á à - é como a energia de ionização cresce na tabela periódica. As maiores energias são dos gases nobres

Nas propriedades citadas em b, c, d os gases nobres não participam.

NOTA: Ionização total do átomo

N₇ - 1s² 2s² 2p³

1ª Energia de Ionização - é para a retirada do elétron mais externo.

Última Energia de Ionização - retirada do elétron mais interno.

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17. Ligações Químicas

- Objetivo : estabilidade (semelhante ao gás nobre). Conseqüência: formam Ues. Regra dos octetos: os átomos tendem a ficar com oito elétrons na camada mais externa.

Metais - perdem os elétrons da última camada.

Ametais - recebem elétrons até ficarem com oito elétrons na última camada.

Elétrons de valência: são os elétrons da última camada.

Valência principal: número de elétrons que o átomo ganha ou perde para satisfazer o octetos:

Ex.: Al (3A) - 3 e^-₀ de valência/ Valência = 3; O (6A) - 6 e^-₀ na última camada/ Valência principal = 2; Na (1A) - 1 e^-₀ de valência/ Valência = 1; Cl (7A) - 7 e^-₀ de valência/ Valência = 1; N (5A) - 5 e^-₀ de valência/ Valência = 3.

Ligações Inter-atômicas

1) Ligação Iônica

Ocorre entre metal e ametal.

• Transferência de elétrons do metal para o ametal com atração entre cargas contrárias.

Ex.: entre Na e Cl.

Na⁺ Cl^- à NaCl

Entre Mg e O.

Mg²⁺ O^2- à MgO

Entre Al e O.

2Al³⁺ 30^2- à Al₂O₃

Propriedades do compostos iônicos:

* sólidos em temperatura ambiente.

* altíssima temperatura de fusão e ebulição.

* solúveis em água (maioria).

* isolantes no estado sólido.

* condutores elétricos quando fundidos ou em solução aquosa (íons livres).

* duros e quebradiços.

2) Ligação metálica

Ocorre entre metais, formando a "nuvem de elétrons livres", que mantém os átomos unidos.

Propriedades do compostos metálicos:

* maioria sólidos na temperatura ambiente, com exceção do mercúrio (Hg).

* altas temperaturas de fusão e ebulição.

* condutores de eletricidade (elétrons livres).

* insolúveis em água.

* brilho, maleáveis e dúcteis.

3) Ligação covalente

Ocorre entre ametais, através do compartilhamento de elétrons não emparelhados.

Ex.: Entre Cl e Cl

Entre H e O

Entre O e O

Entre H e N

Representações:

Ex.: Cl - Cl (lig. simples); H - O - H (lig. simples); O = O (lig. dupla); N º N (lig. tripla).

• Quantos aos elementos:

- Ligação covalente apolar: elementos iguais.

- Ligação covalente polar: elementos diferentes.

Ex.: H - H: lig. cov. apolar; H - Cl: lig. cov. polar; O - F: lig. cov. polar; S - Cl: lig. cov. polar; C - C: lig. cov. apolar; H - C: lig. cov. polar.

• Formação de substância covalente ou molecular:

a. Substância Covalente

São elas: C_(diamante), C_(grafita), SiO₂ (sílica), SiC (carbeto de silício).

Propriedadades das compostos covalentes:

* altíssimas temperaturas de fusão e ebulição.

* insolúveis em água.

* isolantes elétricos (exceto grafita).

b. Substância molecular

Propriedades dos compostos moleculares:

* isolantes de eletricidade.

* apresentam formas geométricas: linear (ou diagonal), angular, piramidal, trigonal e tetraédrica.

- Linear: -.

Dois atómos: H - H, H - Cl, O = O. Três átomos (não sobram elétrons no átomo central): O = C = O.

- Angular: Ù .

Três átomos (sobram elétrons no átomo central).

- Piramidal

Quatro átomos (sobram elétrons no átomo central).

- Trigonal: l

Quatro átomos (não sobram elétrons no átomo central).

- Tetraédrica

Cinco átomos.

• As moléculas podem ser polares ou apolares:

è GEOMETRIA;

è ELETRONEGATIVIDADE.

Considere:

H - H - apolar ² = 0.

Polar Apolar Polar

H - F à

O=C=O ß à

² ¹ 0

² = 0

ä

ã

ä

á

ã

à

á

â

ß

à

á

â

à

² ¹ 0

² ¹ 0

² = 0

² ¹ 0

• Moléculas polares são solúveis em água (que é polar) e moléculas apolares são insolúveis em água.

• Moléculas se ligam uma a outra através de ligações intermoleculares.

Ligações intermoleculares

a. Ligação de Van der Waals (dipolo instantâneo-dipolo induzido) - moléculas apolares, interações mais fracas.

Ex.: entre H - H e H - H; O - O e O - O.

b. Ligação dipolo permanente-dipolo permante (dipolo-dipolo) - moléculas polares; interações de força média.

Ex.: entre H - Cl e H - Cl.

c. Ligações de hidrogênio (antigamente, denominada de pontes de hidrogênio) - ocorre entre moléculas polares, que o hidrogênio está ligado com um elemento muito eletronegativo, com em: H - F, H - O, H - N; interações mais fortes entre substâncias moleculares.

Ex.: entre H₂O e H₂O, NH₃ e NH₃, HF e HF.

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