Aula 4-Química geral I -turma N2

Prévia do material em texto

Tabela Periódica
QUÍMICA
A Ciência Central
9ª Edição
Química Geral I
Profª. Livia Carneiro
• Em 1800, 31 elementos químicos conhecidos;
• Em 1865, 63 elementos químicos conhecidos;
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos, 
atualmente são 118 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foram
descobertos entre 1735 e 1843.
• Como organizar os diferentes elementos de 
forma que possamos fazer previsões sobre
elementos não descobertos?
O desenvolvimento da Tabela Periódica
O desenvolvimento da Tabela Periódica
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências
nas propriedades químicas e físicas. 
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os
elementos em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição
mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, 
o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele
previu um número de propriedades para este elemento. 
Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão de Mendeleev.
O desenvolvimento da Tabela Periódica
O desenvolvimento da Tabela Periódica
Tabela periódica de Mendeleev
• Raios X – Moseley
• Em 1913, dois anos após Rutherford propor o modelo
atômico do átomo, um físico inglês, Moseley, 
desenvolveu o conceito de números atômicos. 
• Moseley determinou as frequencias de raios X emitidas à 
medida que diferentes elementos eram bombardeados 
com elétrons de alta energia.
• Cada elemento produz raios X de frequencia única, que 
aumenta com o aumento da massa atômica.
• Moseley distribuiu as frequencias de raios-X em ordem 
atribuindo um número inteiro exclusivo para cada 
elemento, chamado número atômico.
O desenvolvimento da Tabela Periódica
Tabela Periódica Longa
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as 
configurações eletrônicas.
• O número do periodo é o valor de n.
• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas e a tabela
periódica
Configurações eletrônicas e a tabela
periódica
Metais de transição
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p
começam a ser preenchidos.
• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são
os elétrons de valência.
Configurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
• Observe: La: [Kr]6s25d1; alguns lantanídeos apresentam
configuração eletrônica envolvendo elétrons 5d, em virtude de as 
energias dos orbitais 4f e 5d serem muito próximas.
• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados
lantanídeos ou elementos terras raras.
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados
actinídeos.
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
Configurações eletrônicas
De acordo com a distribuição eletrônica, os elementos
químicos podem ser classificados em representativos, de
transição e de transição interna.
Representativos são elementos cuja distribuição eletrônica
termina em “s” ou “p”.
Exemplos:
Magnésio - 12Mg: 1s
2 2s2 2p6 3s2
Silício - 14Si: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p2
Arsênio - 33As: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Transição são elementos cuja distribuição eletrônica termina
em “d”.
Exemplos:
Escândio - 21Sc: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Cromo - 24Cr: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
....4s1 3d5
Cobre - 29Cu: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
....4s1 3d10
Alguns elementos de transição não seguem 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.
Transição interna são elementos cuja distribuição eletrônica
termina em “f”.
Exemplos: Urânio 92
57U
238 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4
Transição interna (f)
Transição interna (f)
(s2)
R
ep
re
se
n
ta
ti
vo
s 
(s
)
G
. n
o
b
re
s 
 (
p
6
) 
Distribuição dos elementos químicos na TP
Representativos 
(p)
H
Transição (d)
Exemplos 
1. Lítio (Li) está no 2o período. Portanto, possui dois níveis de
energia.
3Li: 1s
2 2s1
2. Cobalto (Co) está no 4o período. Portanto, possui quatro
níveis de energia.
27Co: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nos grupos A estão os elementos representativos, em que o
número de elétrons do último nível é o número do grupo.
Exemplos 
12Mg: 1s
2 2s2 2p6 3s2
Grupo 2A
1. O magnésio (Mg) está no 3o período. Portanto, possui três
níveis de energia e pertence ao grupo 2 A.
Grupo 5A
2. O Arsênio (As) está no 4o período. Portanto, possui quatro níveis de
energia e pertence ao grupo 5A.
33As: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
Nos grupos B estão os elementos de transição, cuja soma do número
de elétrons “s” e “d” é o número do grupo.
1. Escândio (Sc) está no 4o período. Possui quatro níveis de energia.
21Sc: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
2. Cromo (Cr) está no 4o período. Portanto, possui quatro níveis de
energia.
24Cr: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Grupo 3B
Grupo 6B
Exemplos 
Nos grupos cuja soma é 8, 9 ou 10, os elementos têm
propriedades muito semelhantes e são agrupados em uma
tríade: grupo 8B.
Cobalto - 27Co: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p2 4s2 3d7
Exemplo 
Grupo 8B
Nos grupos 11 e 12, os elementos têm subnível “d” completo e
pertencem aos grupos 1B e 2B.
Cobre - 29Cu: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Grupo 1B
Exemplo 
No grupo 8A estão os gases nobres
Argônio - 18Ar: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6
Exemplo 
Nos grupos 3B do 6º e do 7º períodos estão os elementos de
transição interna.
Cério – 58Ce: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
4f2
Exemplo 
Grupo 3B
De acordo com algumas propriedades, os elementos
químicos podem ser classificados em metais, não-
metais, semimetais (metaloides).
Hidrogênio Metal Semimetal Não-metal 
TABELA PERIÓDICA
Características Químicas:
 Tendência a formar cátions (Íons 
Positivos).
Características Físicas:
 Possuem Brilho Metálico.
 Possuem cor entre acinzentado e prateado, com 
exceção do ouro (dourado) e cobre (avermelhado).
METAIS 
Características Físicas:
A 25 oC e 1 atm são sólidos, exceção do Hg (líquido).
Possuem estruturas cristalinas definidas (ccc, cfc, hc).
Cúbica de 
corpo centrado 
- ccc
Cúbica de face 
centrada -cfc
Hexagonal 
compacta - hc
São bons condutores de eletricidade e calor.
Características Físicas:
São maleáveis e dúcteis.
NÃO - METAIS
São 11 elementos: C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I e
At.
Características Químicas
 Tendência a formar ânions (Íons Negativos).
Características Físicas
 Não possuem Brilho (exceção I2(s) e Cgrafite);
 A 25 oC e 1 atm são sólidos, líquidos e gasosos;
 Não são bons condutores de calor e de eletricidade (exceção
do Cgrafite);
 Possuem Ponto de Fusão menor do que os metais (exceção
Cdiamante, PF  3570
oC).
SEMIMETAIS
São 7 elementos: B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po.
Características Químicas
 Podem formar cátions ou ânions, conforme a situação.
Características Físicas
 Possuem pouco brilho ;
 A 25 oC e 1 atm são sólidos;
 São semicondutores.
HIDROGÊNIO
 Combina com metais, não-metais e semimetais.
 Nas condições ambientes é um gás extremamente
inflamável.
GASES NOBRES Apresentam grande estabilidade química.
 Nas condições ambientes são gases.
HYDROS= ÁGUA e GENES= GERADOR
• Força de atração entre o núcleo e os 
elétrons mais externos:
– Carga nuclear efetiva;
– Tamanho de átomos e íons;
– Energia de ionização;
– Afinidade eletrônica.
Para entender as propriedades dos 
átomos...
• Considere uma molécula diatômica
simples.
• A distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação
(raio ligante).
• Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade da
distância de ligação é denominada
raio covalente do átomo.
• Raio não-ligante (vandder Waals): 
para determinar o tamanho dos 
átomos.
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.
Tendências periódicas nos raios
atômicos
• A carga nuclear efetiva é a carga “sentida” por um elétron em um átomo
polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos 
elétrons internos.
• Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetiva pode ser: 
Zef = Z – S , sendo que S é o número de elétrons internos, ou da camada de 
blindagem.
A carga nuclear efetiva, agindo em um elétron, é igual ao número de prótons no 
núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o 
elétron em questão.
Carga nuclear efetiva
• 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.
Tendências periódicas nos raios
atômicos
• 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.
Tendências nos tamanhos dos íons
• 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)
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica
(número de elétrons constantes), os íons tornam-se menores :
Aumentando a carga nuclear
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
Diminuindo o raio iônico
Tendências nos tamanhos dos íons
• Facilidade com que os elétrons podem ser removidos de 
um átomo.
É a energia mínima necessária para
remover um elétron de um átomo ou íon
gasoso isolado em seu estado
fundamental.
Energia de ionização
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover o primeiro elétron de um átomo gasoso:
Na(g)  Na+(g) + e-
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g)  Na2+(g) + e-
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se 
remover o elétron.
Energia de ionização
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais
interno é removido.
Energia de ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. 
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido
ao descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um 
elétron do orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica
mais difícil remover um elétron.
Energia de ionização
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção
do quarto elétron p. Ex: berílio e boro; nitrogênio e oxigênio.
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) 
Energia de ionização
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um 
átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e-  Cl-(g) DE = -349 kJ/mol (exotérmica)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o 
exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e-  Ar-(g) DE > 0
Afinidades eletrônicas
Afinidade eletrônica 
em kJ/mol