Tabela Periódica e distribuição eletrônica parte escrita

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Química
Ivo costa de Lima
Alunos: João Pedro Cardoso, Paula Sergipe e Ana Paula Souza
Tabela Periódica e distribuição eletrônica
O conhecimento químico é necessário para uma melhor compreensão sobre as propriedades físicas, químicas e mecânicas dos materiais utilizados, por exemplo, na fabricação de componentes eletrônicos e na construção civil, tais como, metais, madeiras, materiais cerâmicos, vidros, polímeros, borrachas, tintas e betumes, concretos e argamassas. Desta forma, faz-se necessário o entendimento de como os átomos encontram-se unidos nestes materiais. 
Distribuição dos elétrons
Sabe-se, por fatos experimentais que os elétrons se distribuem em níveis em torno do núcleo (os quais também podem ser chamados de camadas). Estes são números infinitos mas, só existem átomos na natureza que precisam de, no máximo, sete níveis para acomodar seus elétrons. Em cada nível há um número máximo de elétrons que podem ser acomodados. 
	Nível
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	Camada
	K
	L
	M
	N
	O
	P
	Q
	Número máximo de elétrons
	2
	8
	18
	32
	32
	18
	2
Muitos químicos e físicos estudaram profundamente a estrutura do átomo, no início do século XX, e chegaram à conclusão que os elétrons de um átomo se distribuem em níveis, e estes, se subdividem em subníveis. Já os subníveis são compostos por orbitais. Orbital descreve uma região específica de maior densidade eletrônica, ou seja, é a região mais provável de se encontrar o elétron (ATENÇÃO orbital é diferente de órbita!). São quatro os subníveis que os elétrons ocupam: s, p d, f. Em cada um destes também existe um número máximo de elétrons, veja: s = 2, p = 6, d = 10 e f = 14. Os cientistas perceberam que os elétrons de um átomo sempre ocupam posições de energia crescente (da posição de menor energia para as de maior energia), onde, as posições de menor energia são aquelas mais próximas do núcleo. Linus Pauling, que era químico, esquematizou um diagrama para facilitar o entendimento da forma como os elétrons se distribuem.
Diagrama de Linus Pauling 
 
 1S 
2s 2p 
3s 3p 3d 
4s 4p 4d 4f ENERGIA
 5s 5p 5d
 6s 6p 7s 
Pode-se entender o diagrama acima, da seguinte forma: o subnível 1s tem energia < que o subnível 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d.... 
Exemplo:
11Na = 11p e 11e: 1s2 2s2 2p6 3s1 (camada de valência = 3s1 = 1e)
Camada de valência corresponde a última camada de um átomo, ou seja, aquela com maior energia, portanto, os elétrons aí contidos são os responsáveis por todas as reações químicas que ocorrem na natureza. O número de elétrons da camada de valência vai nos fornecer informações valiosas sobre os átomos. É a partir destes que entenderemos porque um vidro tem a propriedades que tem, por que um metal conduz eletricidade e a madeira não, por que o silício é um semicondutor e assim por diante. O número de elétrons da camada de valência vai nos orientar a entender a formação da Tabela Periódica. 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
Desde o século XVIII, busca-se classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades. Várias tentativas foram feitas; dentre elas destacamos a de Lavoisier, que agrupou os elementos em metais e não metais. Algumas classificações consideravam as massas atômicas dos elementos em ordem crescente; outras, as semelhanças em suas propriedades. Dessa forma, as Tríades de Dobereiner apresentavam os elementos em grupo de três; o Parafuso Telúrico de Chancourtois distribuía os elementos de forma espiralada e, de acordo com propriedades similares, notava-os numa mesma vertical. Já nas oitavas de Newlands, a distribuição dos elementos fazia-se na horizontal e as semelhanças das propriedades ocorriam em intervalos de oito elementos. A Tabela Periódica dos Elementos Químicos (Figura 1) é a disposição sistemática dos elementos em função de suas propriedades. Foi criada pelo químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev e publicada em 1869 em seu livro Princípios da Química. A tabela periódica relaciona os elementos em linhas (períodos) e colunas (grupos). A tabela moderna é ordenada segundo o número atômico, propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Henry G. J. Moseley sobre a carga nuclear dos átomos, com a qual concorda numericamente, se a unidade de carga tiver sido dada em termos da carga elementar (positiva) do próton. O trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a Química se encontrava na época, por desconhecimento: os elementos eram ordenados pela massa atômica e não pelo número atômico. Em 1913, medindo as as freqüências de linhas espectrais específicas de raios X de um número de 40 elementos contra a carga do núcleo. Com seu trabalho, pode identificar algumas inversões na ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos trabalhos experimentais a ratificar o modelo atômico de Bohr. 
 
Figura 1. Tabela Periódica dos Elementos de acordo com a resolução da IUPAC que, em 1986, sugeriu uma mudança na forma de identificação dos grupos, identificando-os de 1 a 18. 
A classificação dos elementos é efetuada de acordo com algumas propriedades e divide os elementos químicos em metais, ametais, metalóides e gases nobres: 
• Os metais são bons condutores de eletricidade, calor e são sólidos nas condições ambientes – com exceção do mercúrio;
 • Os ametais são maus condutores de calor e de eletricidade, com exceção do carbono na forma de grafita, que é um bom condutor elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes;
 • Os metalóides têm propriedades intermediárias entre a dos metais e ametais e vários deles são semicondutores elétricos, como o silício por exemplo, e usados na fabricação de circuitos integrados e chips de computadores;
 • Os gases nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados, até pouco tempo, inertes. 
 
 Principais características dos metais e ametais quanto as suas propriedades físicas e químicas.
	Metais
	Ametais
	PROPRIEDADES FÍSICAS
	PROPRIEDADES FÍSICAS
	Bons condutores de eletricidade
	Maus condutores de eletricidade
	Brilhantes
	Não Brilhantes
	Maleáveis
	Não-maleáveis
	Dúcteis
	Não-dúcteis
	Sólido
	Sólido, líquido ou gás
	Elevado ponto de fusão
	Baixo ponto de fusão
	Bons condutores de calor
	Maus condutores de calor
	PROPRIEDADES QUÍMICAS
	PROPRIEDADES QUÍMICAS
	Reagem com ácidos
	Não reagem com ácidos
	Formam óxidos básicos (reagem com ácidos)
	Formam óxidos ácidos (reagem com bases)
	Formam cátions (perdem elétrons)
	Formam ânions (ganham elétrons)
	Formam haletos iônicos (transferem elétrons)
	Formam haletos covalentes (compartilham elétrons) 
A classificação pode, ainda, ser feita em função da distribuição eletrônica dos elementos químicos e, desta forma, tem-se os elementos representativos e os de transição: 
• Representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “s” ou “p”. Exemplos: 
12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
 14Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
 33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 
Uma atenção especial deve ser dada aos gases nobres que, embora apresentem distribuição eletrônica finalizada em “s” ou “p”, têm o último nível completo (8 elétrons), com exceção do He (2 elétrons). Exemplo: 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
• Transição: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “d”. Alguns elementos de transição não seguem rigorosamente as regras de distribuição eletrônica: aqueles que terminam em “d4” ou “d9” apresentam promoção de um elétron do subnível “s” anterior para o subnível “d”, resultando, respectivamente, as configurações “s1 d5” e “s1 d10”.
 Exemplos:
 21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 … 4s1 3d5
 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d9 … 4s1 3d1057La: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1 
 
De acordo com a distribuição eletrônica e com a classificação baseada nas propriedades dos elementos, a tabela periódica atual é construída de tal modo que as colunas apresentam os elementos químicos com a mesma configuração eletrônica nos últimos subníveis e são denominados por grupos. As linhas horizontais apresentam elementos com o mesmo número de níveis e são chamados períodos. A localização dos elementos na tabela pode ser determinada indicando-se o período e o grupo em que os elementos se encontram: 
• Períodos - são em número de sete, e o número do período indica o número de níveis que o elemento possui. 
Exemplos: 
3Li: 1s2 2s1 - está no 2º período porque possui dois níveis de energia 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - está no 4º período porque possui quatro níveis de energia 27Co: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 - está no 4º período 
• Grupos – para os elementos representativos o número de elétrons do último nível é o número do grupo. 
Exemplos: 
3Li: 1s2 2s1 - está no grupo 1 porque possui 1 elétron na camada de valência (última camada) 
19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 grupo 1 Metais alcalinos
 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 grupo 2 Metais alcalino-terrosos
 21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 grupo 3 Grupo do escândio 
22Ti: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 grupo 4 Grupo do titânio
Analisando as propriedades físicas e químicas das substâncias simples e de seus elementos, verifica-se que estas podem estar relacionadas com a posição dos elementos na tabela periódica. A variação dessas propriedades em função do número atômico pode ser: 
• Propriedades aperiódicas – são aquelas cujo valor aumenta ou diminui em função do número atômico como, por exemplo, número de nêutrons, massa atômica e calor específico; 
• Propriedades periódicas – são aquelas que para intervalos regulares de números atômicos apresentam valores próximos, tais como, raio atômico, eletronegatividade e energia de ionização. Para uma melhor compreensão destas grandezas têm-se as seguintes definições: 
 
Raio atômico –é a distância entre o centro do átomo e a sua camada de valência, que é o nível de energia com elétrons mais externo deste átomo isto é, a distância média entre o núcleo e o último nível eletrônico. 
Como o átomo não é rígido torna-se impossível calcular o seu raio atômico exato e, por esta razão, determina-se então o seu raio atômico médio. Devido a dificuldade em obter-se o raio de átomos isolados determina-se, através de difração de raios X, a distância entre os núcleos de dois átomos ligados do mesmo elemento, no estado sólido. O raio atômico será a média da distância calculada e, com estes valores, é possível projetar um gráfico para facilitar a visualização sobre a tendência destes valore quando comparados aos números atômicos. 
O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. Observe que ao descermos em um grupo, os átomos aumentam, enquanto que ao longo dos períodos os átomos tornam-se menores. Isto ocorre porque à medida que o número quântico principal aumenta (descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta e, conseqüentemente, 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 e, conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. 
 
Raio iônico – O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico e, 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. 
Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica. Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons e quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores: 
O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 
Eletronegatividade – é a tendência do átomo em atrair elétrons. 
A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionado com o seu raio atômico, pois quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sôbre o elétron que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica. 
Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons. Arbitrou para o fluor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinadas a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). A eletronegatividade não possui unidade porque são valores relativos. 
Eletroafinidade – é a energia envolvida quando o átomo de um elemento químico no estado gasoso recebe um elétron. A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização: 
Cl(g) + e → Cl-(g) 
A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e → Ar-(g) 
 
Energia de ionização – é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo de um elemento químico no estado gasoso, denominada primeira energia de ionização: Na(g) → Na+(g) + e A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na+(g) → Na2+(g) + e 
 
Em um grupo a energia de ionização cresce de baixo para cima, a medida em que as camadas eletrônicas diminuem, sendo o elétron mais fortemente atraído pelo núcleo. No período, cresce da esquerda para a direita, acompanhando o crescimento do número atômico (Z), o que faz a camada de valência ficar mais próxima do núcleo. 
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. 
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição – as temperaturas correspondentes aos pontos de fusão e ebulição das substâncias simples estão relacionadas com a posição dos elementos nos grupos e nos períodos. 
 
Densidade – o valor da densidade das substâncias simples está relacionado com a posição dos respectivos elementos nos grupos e períodos. 
 
Perguntas
1- Por que os gases nobres não apresentam eletronegatividade?
R: Os gases nobres são considerados estáveis, por isso não apresentam eletronegatividade (tendência em ganhar elétrons)
2- O que podemos dizer sobre elementos que são da mesma família na tabela periódica?
R: Possuem propriedades físicas e químicas semelhantes. Esses elementos fazem parte de um mesmo grupo porque apresentam a mesma configuração de elétrons na última camada (camada de valência).
3- Como Mendeleev contribuiu para o desenvolvimento da tabela periódica?
R: Criou a primeira versão da tabela periódica, dispôs os elementos de acordor com suas massas atômicas o que revelou periodicidade de propriedades, prevendo propriedades de elementos que ainda não tinham sido descobertos.