1 / 21

REGRA DO OCTETO

REGRA DO OCTETO. Regra do octeto. A grande maioria dos átomos adquire estabilidade química quando completam 8 elétrons na camada de valência (camada mais externa), recebendo ou compartilhando elétrons de outros átomos. Essa tendência é conhecida como REGRA DO OCTETO. Exercite:

alaire
Télécharger la présentation

REGRA DO OCTETO

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. REGRA DO OCTETO

  2. Regra do octeto A grande maioria dos átomos adquire estabilidade química quando completam 8 elétrons na camada de valência (camada mais externa), recebendo ou compartilhando elétrons de outros átomos. Essa tendência é conhecida como REGRA DO OCTETO. Exercite: Quantos elétrons devem ser recebidos, doados/compartilhados pelos elementos abaixo para completarem o octeto: O F Na Mg Ca S Br K Recebem elétrons com facilidade Doam elétrons com facilidade

  3. Classificação e Propriedades Periódicas dos elementos. Profa. Marcia Margarete Meier

  4. DmitriMendeleev, 1860 – TABELA PERIÓDICA

  5. Tabela Periódica em Espiral Tabela periódica em espiral, desenvolvida por Jan Scholten

  6. Tamanho dos átomos e dos íons • Considere uma molécula diatômica simples. • A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. • Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

  7. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos • Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente. • O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. • Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. • Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. Existem dois fatores agindo: • Número quântico principal, n, e • a carga nuclear efetiva, Zef.

  8. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos • À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. • Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.

  9. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências nos tamanhos dos íons • O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. • O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. • Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem. • Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.

  10. Tamanho dos átomos e dos íons

  11. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências dos tamanhos dos íons • Para íons de mesmacarga, o tamanho do íonaumenta à medidaquedescemosem um gruponatabelaperiódica. • Todososmembros de umasérieisoeletrônicatêm o mesmonúmero de elétrons. • Quando a carga nuclear aumentaemumasérieisoeletrônica, osíonstornam-se menores : Exercite: Coloque os seguintes íons em ordem crescente de tamanho de íon: Mg2+ O2- F- Al3+ Na+ O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

  12. Tamanho dos átomos e dos íons GRUPO 1 2 13 14 15 16 17 18 Raio iônico (pm) 251 – 300 201 – 250 151 – 200 101 – 151 51 - 100

  13. Energia de ionização • A primeiraenergia de ionização, I1, é a quantidade de energianecessáriapara remover um elétron de um átomogasoso: Na(g)  Na+(g) + e-. • A segundaenergia de ionização, I2, é a energianecessáriapara remover um elétron de um íongasoso: Na+(g)  Na2+(g) + e-. • Quantomaior a energia de ionização, maior é a dificuldadepara se remover o elétron.

  14. Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

  15. Energia de ionização

  16. Energia de ionização Decresce com o nível, mais camadas, atração pelo núcleo mais fraca, elétron facilmente ionizado.

  17. Energia de ionização Configurações eletrônicas de íons • Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2) Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5) • Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s2 2s2 2p5)  F (1s2 2s2 2p6)

  18. Afinidadeseletrônicas • A afinidadeeletrônica é o opostodaenergia de ionização. • A afinidadeeletrônica é a alteração de energiaquando um átomogasosoganha um elétronparaformar um íongasoso: Cl(g) + e-Cl-(g) • Portanto a afinidadeeletrônica de um elemento é a nergialiberadaquando um elétron se liga a um átomonafasegás. Umaaltaafinidadeeletrônicasignificaquegrandequantidade de energia é liberada (sinal +).

  19. Afinidadeseletrônicas Os halogênios (Grupo 7) tem orbitais disponíveis para receber elétrons, portanto tem elevada afinidade eletrônica.

More Related