Atomo e tabela periódica

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Profª Natalia Caliman
FACULDADE PITÁGORAS
CAMPUS GUARAPARI
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O ATOMO
Átomo ("atomon") significa "que não pode ser dividido".
Histórico do Átomo:
Modelo dos gregos - Atomismo;
Modelo de 1808 - Dalton
Modelo de 1898 – Thompson
Modelo de 1911 – Rutherford
Modelo de 1913 – Bohr
Modelo de 1916 – Sommerfeld
Modelo Atual
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Leucipo – Afirmou que a matéria podia ser dividida em partículas menores.
Demócrito – defendeu a idéia de Leucipo e chamou de ÁTOMO.
Idéia filosófica usado para explicar o universo, onde uma pequena partícula era formadora de tudo.
O Átomo dos Gregos
A idéia inicial do que era Átomo, surgiu a partir de afirmações feitas por dois grandes filósofos gregos:
Demócrito de Abdera 420a.c.
Atomismo
 A = não
Tomos = partes + .
Átomo = indivisível
Era uma partícula indivisível, compacta e indestrutível.
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O Átomo de 1808 - Dalton
Matéria era formada por átomos;
Átomos de símbolo possuem propriedades diferentes;
Compostos químicos = combinação de dois ou mais átomos.
Procurando explicar as leis de Lavoisier e Proust, o cientista John Dalton, criou uma teoria baseada na idéia do atomismo.
John Dalton
Essa teoria dizia:
Era uma esfera indivisível, maciça, homogênea, de massa e volume variando de acordo com o elemento.
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Usando um aparelho chamado de AMPOLA DE CROOKES, o cientista derrubou o modelo de Dalton.
Experiências com descargas elétricas de gases e radioatividade, comprovou a natureza elétrica, tanto positiva (massa da esfera), como a negativa (partículas contida nessa massa);
O Átomo de 1898 - Thompson
A matéria tende a ficar neutra;
O nº de cargas positivas era igual ao de cargas negativas;
Stoney nomeou a unidade de carga negativa de ELÉTRON e Thompson comprovou sua existência.
Essa teoria dizia:
Era uma esfera, não maciça, mas “incrustada de elétrons” de modo que a carga total fosse nula.
Joseph John Thompson
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O Átomo de 1911 - Rutherford
Ernest Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa ( - positiva) emitidas de elemento Polônio.
A maioria das partículas atravessavam a lâmina;
Poucas partículas desviavam seus caminho;
Algumas partículas bateram em algo forte e firme e retornaram.
Ele deduziu que:
Ernest Rutherford
O átomo era um grande espaço vazio, onde chamou de eletrosfera;
No centro dessa espaço, há uma entidade pequena, o qual o chamou de núcleo;
Esse núcleo é pequeno, denso e de carga positiva.
A partir dessa dedução, ele concluiu que
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Era uma grande vazio contendo um núcleo denso,minúsculo e positivo em seu centro.
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A eletrosfera era dividida em camadas ou órbitas ou níveis;
Havia 7 níveis, denominado K,L,M,N,O,P,Q, onde a energia era maior quanto mais distante era o nível do centro;
Núcleo e a eletrosfera se atraiam, por serem de cargas opostas;
O elétron em sua órbita não consome, nem libera energia(estado fundamental);
Se alguma energia externa fosse emitida, o elétron absorveria essa energia, saltando para um nível mais forte. Ao fim dessa emissão o elétron voltava para o seu nível e liberava essa energia na forma de luz (fóton).
O Átomo de 1913 - Bohr
O modelo de Rutherford foi muito criticado pelos físicos. Bohr tentando justificar as críticas, aperfeiçoou o desenho e deduziu o seguinte:
Baseado na experiência dos ESPECTROS DE EMISSÃO. Bohr deduziu:
Niels Bohr
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Era um grande vazio dividido em 7 níveis,contendo um núcleo dividido em prótons e nêutrons.
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Os níveis de energia eram divididos em regiões ainda menores – surge os SUBNÍVEIS;
As denominações dos subníveis eram de acordo com a forma geométrica em que eram observados (circulares ou elípticas).
O Átomo de 1916 - Sommerfeld
Observando espectros de emissão mais complexos, Sommerfeld deduziu teorias sobre os níveis de energia que alterariam algumas idéias dos modelos passados.
Ele deduziu que:
S = Sharp
P = principal
D = diffuse
F = fine
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Teorias Finais
De Broglie
Propôs que os elétrons tinham comportamento duplo: PARTÍCULA-ONDA
Heisenberg
Sugeriu que os elétrons não estavam em órbitas, mas em regiões de maior possibilidade de encontrá-los (ORBITAL).
Órbitas (níveis)
Orbital
Núcleo
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O Átomo Atual
Eletrosfera:
Núcleo 
Elétrons 
Prótons 
Nêutrons 
Nucleons 
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ELEMENTOS QUÍMICOS
ZXA ou   AzX  Símbolo do elemento: X Número de massa: A Número atômico: Z As partículas atômicas são representadas assim: Número de prótons: P Número de elétrons: e Número de nêutrons: n ONDE:
 P = Z             P = Z = e               A = p + n             n = A - Z 
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ELEMENTOS QUÍMICOS
 20Ca40 
Número atômico → Z = 20 Número de prótons → P = Z = 20 Número de elétrons → P = Z = e = 20 Número de nêutrons → n = A – Z                                                n = 40 – 20                                                 n = 20 Número de massa → A = P + n                                           A = 20 +20                                            A = 40 
PORTANTO: O Cálcio (Ca) possui: Z = 20, P = 20, e = 20, n = 20 e A = 40. 
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ELEMENTOS QUÍMICOS
 9F19 Os dados da Tabela fornecem Z e A, cálculo de n, e, P: Número de prótons → P = Z = 9 Número de elétrons → P = e = 9 
Calcule n e P?
 Número de nêutrons → n = A – Z                                             n = 19 – 9                                             n = 10 Só para confirmar o número de massa → A = P + n                                                                               A = 9 + 10                                                                                A = 19  
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Isótopos
São átomos do mesmo elemento químico, portanto têm o mesmo número atômico (Z), que apresentam diferentes números de massa (A).
Isso significa átomos com mesmo número de prótons e diferentes números de nêutrons. A maior parte dos elementos químicos é uma mistura de isótopos.
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isótopos
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isótopos
Representação
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isótopos
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isótopos
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Isóbaros
Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos e, portanto, de diferentes números atômicos (Z), que apresentam o mesmo número de massa (A)
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Isóbaros
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Isótonos
Isótonos são  átomos que diferem no número atômico (Z, número de prótons) e no número de massa (A), porém apresentam o mesmo número de nêutrons.
A propriedade entre os átomos de  elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo número de nêutrons é denominada isotonia.
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Isótonos
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Isótopos, Isóbaros, Isótonos
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Profª Natalia Caliman
TABELA PERIÓDICA
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Histórico
Classificação de Döbereiner – Lei das Tríades (1817)
Johann W. Döbereiner (1780-1849), cientista alemão, observou que muitos elementos podiam ser agrupados três a três (tríades) de acordo a certas semelhanças com as massas atômicas:
Proximidade Fe = 56u 
 Co = 59u 
 Ni = 58u
Como se pode perceber, o Ferro, o Cobalto e o Níquel possuem massas atômicas muito próximas.
Lei das Tríades:
Esse método de distribuição foi considerado ineficaz porque era muito restrito e só atendia a alguns elementos
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John A. R. Newlands (1838-1898), professor de química e industrial inglês, idealizou a classificação dos elementos pela ordem crescente de massa atômica, em grupos de 7 e dispostos lado a lado. Logo percebeu que as propriedades químicas eram semelhantes ao primeiro e oitavo elementos.
Histórico
Classificação de Newlands – Lei das Oitavas (1864)
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Mendeleev afirmava que as propriedades dos elementos são uma função periódica de suas massas atômicas.
Histórico
Julius Lothar Meyer (1830-1895) e Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907)
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1913 - Lei da Periodicidade de Moseley:     	 - ordem crescente de Z
Histórico
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Lei Periódica
"As propriedades físicas e químicas dos elementos,
são funções periódicas de seus números atômicos".
  
Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).
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Elementos Químicos
Representação
Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula.
Os Símbolos são de origem latina:
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Períodos ou séries
São as filas horizontais da tabela periódica.
São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons.
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Períodos ou séries
Série dos lantanídeos e actinídios
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Famílias ou grupos
São as colunas verticais da Tabela Periódica.
Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades químicas semelhantes. 
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1
2
 13 14 15 16 17
18
Metais Alcalinos terrosos
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
Famílias ou grupos
H
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Estrutura da Tabela Periódica
 Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas dos elementos
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Estrutura da Tabela Periódica
 Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o número de elétrons da camada de valência.
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Tabela Periódica
Nas famílias A:
Elementos representativos
Nas famílias B:
Elementos de transição
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Tabela Periódica
Classificação dos elementos
Metais: sólidos (exceto Hg), brilho metálico, conduz corrente elétrica e calor, possuem maleabilidade (são usados em moedas e jóias), capacidade de formar ligas e ductibilidade.
Fe, Al, Cu, Cr
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Tabela Periódica
Classificação dos elementos
2. Não metais ou ametais: não apresentam brilho, não são condutores, fragmentam-se, são utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus.
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Tabela Periódica
Classificação dos elementos
4. Gases Nobres: inertes
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Tabela Periódica Classificação dos elementos
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TABELA PERIÓDICA
MASSA Atômica
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Propriedades Periódicas dos Elementos
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Definição: são as propriedades que variam em função dos números atômicos dos elementos.
Podem ser de dois tipos:
 Aperiódicas: são as propriedades cujos valores aumentam ou diminuem continuamente com o aumento do número atômico.
 Periódicas: são as propriedades que oscilam em valores mínimos e máximos, repetidos regularmente com o aumento do número atômico. 
 
Propriedade dos elementos
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Exemplos:
Propriedades Aperiódicas
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Propriedades Periódicas
Lei de Moseley:
Quando os elementos são organizados em número atômico, existe um padrão de periodicidade em suas propriedade físicas e químicas.
Propriedades periódicas: 
Eletronegatividade
Eletropositividade
Potencial de ionização 
Raio atômico
Eletroafinidade
Densidade
Variação Típica:
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Raio Atômico
É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo.
Inclui os gases nobres.
A unidade antiga para representar o tamanho do átomo era Angstron (Ȧ). 
A unidade SI é nanômetros (nm) ou picômetros (pm)
1 Ȧ = 10-10m = 0,1nm = 0,0001pm
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Raio Atômico
Para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta:
Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.					 
 Caso os átomos comparados apresentem o mesmo número de níveis (camadas), devemos usar outro critério.
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Raio Atômico
He
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Elementos ionizados e no estado normal, possuem diferentes raios atômicos:
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Energia de Ionização
Potencial de Ionização
É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. 
Varia como o raio atômico
Inclui os gases nobres. 
X (g) + Energia → X+(g) + e-
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Energia de Ionização
A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente. ......
Mg (g) + 7,6 eV → Mg+ + 1 e- (1ª EI)
Mg+ (g) + 14,9 eV → Mg2+ + 1 e- (2ª EI) 
Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg3+ + 1 e- (3ª EI)
Assim: EI1< EI2 < EI3 < …..
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 He
 Ne
 Ar
 Kr
 Xe
 Rn
H
Fr
Energia de Ionização
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Energia de Ionização
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Energia de Ionização
Os metais que possuem baixa energia de ionização, geralmente são oxidados mais facilmente.
Metais nobres: difícil oxidação
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É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,“captura” um elétron.
Varia com o potencial de ionização 
Não inclui os gases nobres.
X (g) + e- → X-(g) + Energia
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
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H
Fr
Eletroafinidade
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Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons.
B C N O F
 Cl
 Br
 I
H
Fr
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Metais
Eletropositividade ou carácter metálico
Eletropositividade: 
É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais).
F
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
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 He
 Ne
 Ar
 Kr
 Xe
 Rn
H
B C N O F
 Cl
 Br
 I
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Eletronegatividade; Potencial de ionização; Eletroafinidade.
Eletropositividade; Raio atômico
Resumo
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PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS
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Notas:
Tabela Periódica
Propriedades físicas
Estado físico dos elementos químicos:
São elementos líquidos: Hg e Br;
São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H;
Os demais são sólidos;
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É relação entre a massa e o volume de uma amostra
d 
=
Massa (g)
Volume (cm3)
Densidade
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Os 
Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,57 g/cm3)
Densidade
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Densidade
Alguns valores
dNa= 0,97 g/cm3 
dMg = 1,74 g/cm3 
dHg = 13,53 g/cm3 
dOs= 22, 57 g/cm3 
Metais leves 
( d < 5 g/cm3 ):
Mg, Al, Na, K, Sr, Ba …
Metais pesados
d > 5 g/cm3 
Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os
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Temperatura
Temperatura de fusão: temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. 
Controlado pelas forças atrativas dentro dos sólidos.
O tungstênio (W) apresenta TF = 3410 C 
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Temperatura
W Os
Uma propriedade que acompanha o ponto de fusão é a dureza. Assim, os metais do meio da tabela, são utilizados por serem fortes e duros.
Mendeleev – russo, professor de química
Ele tinha as características químicas dos elementos descritas em fichas e resolveu escrever um livro. E ao organizar encontrou periodicidade em relação ao número atômico.
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Algumas tabelas apresentam o oitavo período apresentando elementos q já estão sendo estudados.....
Iupac – união internacional de química pura e aplicada.
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Calcogênios – vem da palavra grega cobre, pois são substâncias que aparecem no minério de cobre (enxofre, selênio e telúrio)....tem cheiro desagradável e são venenosos. 
Halogênio – vem do grego formar sal. Estão entre os elementos mais reativos.
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Possuem corrente elétrica pois os elétrons possuem maior mobilidade na rede metálica.
Estes elementos químicos possuem poucos elétrons na camada de valência, necessitam de uma troca de muitos elétrons para ficarem estáveis, desta forma, eles tendem a formar uma estrutura na qual temos os núcleos e entre estes temos o mar de elétrons. Fácil perder.....eletricidade!
Brilho metálico – elétrons livres, luz incide, os elétrons vibram, emite a mesma luz que recebem....
Condutividade elétrica e térmica – é rapidamente transmitida pelos elétrons livres destes metais.
Maleabilidade – capacidade do metal ser forjado em folhas finas. Ex.: folhas de aço, ferradura, ouro, prata.
Ductibilidade- capacidade do metal ser estirado em fios. Ex.: fio de cobre
Fe e Al – usados em pecas de automóveis devido a ductibilidade e maleabilidade;
Cu – fiação elétrica (ótimo condutor)
Cr – brilho e proteção nos automóveis
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Sb – conduz eletricidade como os metais, mais quimicamente atua como um
não metal.
Condutores: junção de semimetais com impurezas.
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Na prática, a medida do raio atômico é realizada comparando a distância entre dois átomos,que não estejam realizando ligações químicas.
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When elements are arranged in order of increasing atomic number, there is a periodic pattern in their physical and chemical properties. 
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