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TABELA PERIÓDICA TABELA PERIÓDICA Mendeleev organizou os 63 elementos em ordem crescente de massas atômicas e agrupados em colunas com propriedades químicas semelhantes. “Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais evidentes”. Foi somente em 1869 que surgiu uma tabela proposta por Dmitri Ivanovitch Mendeleev que atendia as necessidades dos químicos e que se tornou a base da tabela atual. Inverteu as posições, na ordem de massa, de Te (telúrio) e I (iodo) para manter a semelhança de propriedades químicas do iodo. Manteve os espaços vazios entre elementos prevendo futuras descobertas. Resumindo as conclusões de Mendeleeev, podemos dizer que ele estabeleceu a chamada lei da periodicidade: Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de suas massas atômicas. Periodicidade: Uma descrição moderna Em 1913, o físico inglês Henry G. J. Monseley estabeleceu o conceito de número atômico, que melhor caracteriza um elemento que sua massa atômica. “Quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades”. O princípio de construção da tabela periódica atual está baseado em que as semelhanças nas propriedades químicas dos elementos são justificadas pelas semelhanças de suas eletrosferas. A tabela periódica moderna Períodos (7): são as linhas horizontais que nos informa o número de níveis de um elemento. O 6º Período consiste em 32 elementos que por comodidade foram agrupados, porque em parte, estão incluídos os lantanóides que são formados por 14 elementos: (Lantânio,(La) Z=57 até Itérbio, (Yb) Z=70). Assim como, no 6º período, o 7º, também contém 32 elementos, onde estão incluídos os actinóides (Actínio, (Ac) Z=89 até nobélio, (No) Z= 102). K L M N O P Q P Q 1 2 3 4 5 6 7 Grupos (A) = (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18)- Elementos representativos. Grupos (18): são as linhas verticais contendo elementos com propriedades químicas semelhantes. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Grupos (B) = (3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12)- Elementos de transição. Metais Alcalinos Metais Alcalinos - Terrosos Nomes representativos de cada família Elementos de transição GRUPO DO BORO GRUPO DO CARBONO GRUPO DO NITROGÊNIO CALCOGÊNIOS HALOGÊNIOS GASES NOBRES ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Família ou grupo Nº de elétrons na camada de valência Distribuição eletrônica da camada de valência Nome 1 ou IA 1 ns¹ Metais alcalinos 2 ou IIA 2 ns² Metais alcalinos terrosos 13 ou IIIA 3 ns² np¹ Família do boro 14 ou IVA 4 ns² np² Família do carbono 15 ou VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio 16 ou VIA 6 ns² np4 Calcogênios 17 ou VIIA 7 ns² np5 Halogênios 18 ou VIIIA ou O 8 ns² np6 Gases nobres IIIB ou 3 IVB ou 4 VB ou 5 VIB ou 6 VIIB ou 7 VIIIB ou 8 9 10 IB ou 11 IIB ou 12 1d 2d 3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d s P d f f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 A periodicidade nas Propriedades Atômicas • Raio Atômico É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem que o circunda não tem limites bem definidos. Equivale a medida de distâncias interatômicas. Variações periódicas dos átomos em função do número atômico • Nos períodos O raio atômico cresce em um mesmo período (átomos com o mesmo número de níveis eletrônicos) da direita para a esquerda, ou seja, quanto menor o número atômico maior será o raio. Z = R Z = R A medida que o número atômico aumenta, o núcleo atrai com mais intensidade as camadas eletrônicas – menor será o raio. Gráfico raio atômico X número atômico Efeito de Blindagem Os elementos que se encontram a partir do 3º nível, apresentam leve contração em seus raios, devido ao efeito protetor de blindagem, caracterizado pela adição de elétrons na subcamada anterior a camada de valência (n-1). Nos Lantanídeos esse efeito é ainda mais expressivo, já que, os elétrons são adicionados na antepenúltima camada (n-2), “contração lantanóidica”. • Nos Grupos O raio atômico cresce em um mesmo grupo de cima para baixo, pois com o aumento do número de camadas (aumento da blindagem) aumenta o raio atômico. Resumo: raio atômico ** Elementos que se encontram a partir do 6º período não possuem diferenciação quanto ao seu raio em relação ao elemento imediatamente superior a tabela periódica devido a contração lantanóidica. “A blindagem da camada interna compensa completamente o efeito do aumento na carga nuclear”. Átomos Carga nuclear Configuração eletrônica Raio, nm Ti 22+ [Ar]3d24s2 0,132 Zr 40+ [Kr]4d25s2 0,145 Hf 72+ [Xe]5d26s2 0,144 Raios atômicos dos elementos do Grupo 4 (IVB) • Raio iônico Na formação de cátions, ocorre perda(s) de elétrons e isso diminui a repulsão dos elétrons contidos nos níveis mais externos, além disso, dependendo do número de elétrons perdidos, ocorre a redução do número de camadas preenchidas pelos mesmos, acarretando na seguinte diferença: Fe2+ Fe Fe3+ Raios dos cátions < Raios dos átomos que os formam *** Na formação de ânions o efeito é o INVERSO. • Energia de Ionização É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado (ionização), no seu estado fundamental. X(g) + energia 1 X + (g) + ē X+(g) + energia 2 X ++ (g) + ē Nos períodos Em geral, quanto maior a carga nuclear de um átomo, maior será a atração núcleo x elétron, logo, maior será a energia de ionização. “ A Energia Aumenta ao longo dos períodos” Irregularidades ao longo dos períodos Be B N O Be x B N x O Caso: B x Be A 1º E.I do Boro é menor que a do berílio, pois os orbitais 2S estão mais próximos ao núcleo em relação ao 2p. Um outro fator é devido aos elétrons do orbital 2S blindarem parte da carga dos elétrons 2p favorecendo a retirada de elétrons. B5 Be4 1S 2S 2P 1S 2S Caso: N x O O oxigênio possui menor energia em relação ao Nitrogênio, devido a presença de dois elétrons com spins emparelhados no orbital P (maior repulsão). 1S 2S 2P 1S 2S 2P O8 N7 Nos elementos de transição é observado um pequeno aumento da E.I, devido ao efeito de blindagem. Em geral: E.I Raio Atômico Li Be B C N O F Z 3 4 5 6 7 8 9 CN +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 EI 5,4 9,3 8,3 11,3 14,3 13,6 17,4 RA 1,23 0,89 0,82 0,77 0,75 0,73 0,72 1º E.I < 2º E.I < 3º E.I <.... < nE.I Cada elétron retirado deixa o íon mais positivamente carregado e consequentemente promove uma maior atração núcleo x elétron, e assim, necessitando de mais energia para a retirada de um próximo elétron. Exemplo: Alumínio no estado gasoso: Al + 578 Kj Al+1 + ē Al+1 + 1820 Kj Al+2 + ē Al+2 + 2750 Kj Al+3 + ē Al+3 + 11600 Kj Al+4 + ē Resumo: Energia de Ionização H He Ne Ar Kr Xe Rn • Afinidade Eletrônica É a quantidade de energia, ΔH, envolvida, quando umátomo Isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo. • Nem todos os elementos possuem suas afinidades eletrônicas calculadas (valor teórico). • Quanto mais negativo for o valor de ΔH, maior é a tendência do átomo em receber elétron. Alguns valores possuem ΔH>0, nesse caso, indica que é absorvida energia das vizinhanças quando o átomo recebe um elétron. X (g) + ē X -1 (g) + energia Nos períodos • As afinidades eletrônicas tendem a aumentar (ΔH mais negativo) ao longo dos períodos devido, em parte, pelo o aumento da carga nuclear (menor Raio Atômico). Nos Grupos • A afinidade é crescente no sentido ascendente. • Quanto maior for o número de níveis, menor será a tração núcleo x elétron e maior será a blindagem da camada interna, compensando o efeito da carga nuclear. • Grande parte dos elementos do 2º período não possui uma afinidade regular em relação ao 3º período devido ao pequeno tamanho desses átomos que promove uma repulsão inter-eletrônica compensando a atração nuclear. (F x Cl). Caso: Be4 x Mg12 1S 2S 1S 2S 2P 3S Caso: N7 x P15 1S 2S 2P 1S 2S 2P 3S 3P Resumo: Afinidade eletrônica Exercícios Faça a distribuição eletrônica, segundo o diagrama de Pauling, e descubra o Grupo e o período, dos elementos com os números atômicos abaixo e identifique os números quânticos dos elétrons mais energéticos. 11 16 21 24 26 29 35 55 Metais Ametais - Quebradiços, no estado sólido; - Formam Compostos Covalentes (moleculares); - São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono na forma de grafite); - Encontram-se nos três estados físicos: Sólidos: C, P, S, Se, I e Te // Líquido:Br // gasosos: N, O,F,Cl. - Sólidos; exceto o Hg (25 C, 1atm); - Brilho característico; - Dúcteis (fios);- Maleáveis (lâminas); - São bons condutores de calor e eletricidade; Gases Nobres • São elementos inertes em condições de temperatura e pressão, pois apresentam oito (8) elétrons em seus últimos níveis (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) com a exceção do He (2 elétrons). * O hidrogênio (H), embora apareça no grupo 1, não é um metal alcalino, em algumas classificações este elemento é colocado fora da Tabela Periódica. Hidrogênio Pode ocorrer na forma de ânion, íon Hidreto H- , e de cátion, Hidrogênio H+ Metalóides ou Semimetais São formados pelos elementos apresentam propriedades intermediárias aos metais e aos ametais (B, Si, Ge, As, Sb, Te,Po) Metais (propriedades químicas) Por possuírem baixa eletroafinidade e baixa energia de ionização, tendem a perder elétron(s) com facilidade, formando cátions (ELETROPOSITIVOS) A reatividade dos metais esta ligado na capacidade que os mesmos possuem para perder elétron(s). Li Na K Rb Cs Fr Ordem crescente Por possuírem elevada eletroafinidade e elevada energia de ionização, tendem a ganhar elétron(s), formando ânions. Ametais (propriedades químicas) H A reatividade dos ametais esta ligado na capacidade que os mesmos possuem para ganhar elétron(s). B C N O F Cl Br I Propriedades Físicas * Volume Atômico (Fr, Rn) Densidade (Os) Ponto de Fusão e Ebulição (W) * Algumas reações: 2Na(s) + 2H2O 2NaOH(aq) + H2(g) ΔH= -368 Kj 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) ΔH= -822 Kj Ca(s)+ 2H2O Ca(OH)2(aq) + H2(g) ΔH= -431 Kj Ca(s)+ Cl2(g) CaCl2(s) ΔH= -796 Kj F2(g) + H2(g) 2HF(g) ΔH= -537 Kj Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g) ΔH= -185 Kj Tamanho do átomo
