AULA 1 - Tabela Periodica

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Tabela
Periódica
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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 (períodos).      
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Elementos Químicos
	Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula.
Os Símbolos são de origem latina:
 Português		Latim			Símbolo
 Sódio		Natrium		 Na
 Potássio		Kalium		 K
 Enxofre		Sulphur		 S
 Fósforo 	Phosphurus		 P
 Ouro			Aurum		 Au
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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.
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
P
Q
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Períodos
Os períodos são em número de sete, e o número do período indica o número de níveis que o elementos possui.
Exemplos:
Li está no 2º período; possui, portanto, dois níveis de energia:
Li3: 1s2 2s1
Co está no 4º período; possui, portanto, quatro níveis de energia:
Co27: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2
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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. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência).
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
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Grupos
Nos grupos A estão os elementos representativos, em que o número de elétrons do último nível é o número do grupo.
Exemplos:
Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2} grupo 2A
 
 2
Si14: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2} grupo 4A
 
 4
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Nos grupos B estão os elementos de transição, cuja soma do número de elétrons s e d é o número do grupo.
Exemplos:
Sc21: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1  grupo 3B
 
 3
Cr24: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5  grupo 6B
 
 6
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Nos grupos cuja soma é 8, 9 ou 10, os elementos têm propriedades muito semelhantes e são agrupados em uma tríade: grupo 8B.
Exemplo:
Co27: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7  grupo 8B
 
 9
Nos grupos cuja soma é 11 e 12, os elementos têm o subnível d completo e pertencem aos grupos 1B e 2B.
Exemplo:
Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10  grupo 1B
 
 11
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Nos grupos 3B do 6º e do 7º períodos estão os elementos de transição interna.
Exemplo:
Ce58: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2  grupo 3B
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1
2
 13 14 15 16 17
18
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
Famílias ou grupos
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De acordo com a distribuição eletrônica, os elementos químicos podem ser classificados em representativos, de transição e de transição interna: 
1- Representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “s” ou “p”.
Exemplos:
Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2
Si14: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
As33: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
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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 e-), com exceção do He (2 e-).
Exemplo:
Ar18: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
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2- 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”.
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Exemplos:
Sc21: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Cr24: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
 … 4s1 3d5
Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
 … 4s1 3d10
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3- Transição interna: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “f”.
Exemplo:
La57: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
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Metais 
- Eletropositivos
 Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm);
 Brilho característico;
- Dúcteis (fios);
- Maleáveis (lâminas);
- São bons condutores de calor e eletricidade.
CARACTERÍSTICAS
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Elementos do Grupo 4A. Da esquerda para a direita: Carbono (grafite), Silício, Germânio, Estanho e Chumbo.
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 Elementos do Grupo 6A. Da esquerda para a direita: Oxigênio, Enxofre, selênio e Telúrio. Observe a tendência de não metais para metal.
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Eletronegativos;
Quebradiços;
Opacos;
Formam Compostos Covalentes (moleculares);
- São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono).
Ametais
CARACTERÍSTICAS
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 Foram moléculas monoatômicas;
 São inertes mas podem fazer ligações apesar da estabilidade (em condições especiais);
 São sete: he, ne, ar, xe, kr, rn.
Gases Nobres
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Resumo
Metais
Gases nobres
Ametais
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1 - São elementos líquidos: Hg e Br;
2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H;
3 - Os demais são sólidos;
4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm)
5 - Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais;
6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos.
Notas:
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B C N O F
 Cl
 Br
 I
H
Fr
Eletronegatividade
	É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais).
	Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres.
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A eletronegatividade
 	Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. 
	Isto significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. 
	Esta atração é medida por uma quantidade chamada eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. 
	A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento da carga nuclear. 
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Indo para baixo num grupo, a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem compensa amplamente o aumento da carga nuclear. 
Assim, os elementos com maior eletronegatividade são os ametais à direita, particularmente os da parte superior diretia da tabela periódica. Os elementos com as mais baixas eletronegatividades são os metais, particularmente os que se encontram na parte inferior esquerda da tabela periódica. 
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F
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Eletropositividade ou Caráter Metálico:
	É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais).
	Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres.
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 He
 Ne
 Ar
 Kr
 Xe
 Rn
H
Fr
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 a eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente. 
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Potencial de ionização:
Importante para a formação de uma ligação química.
Quanto mais perto está o elétron do seu núcleo, mais difícil é afasta-lo
(retirá-lo). 
Ex: Elementos como Frâncio e Césio tem menor energia para retirar um elétron, porque os elétrons mais externos ocupam camadas que estão mais longe do núcleo. Estes mesmos elementos tem caracter metálico, formam cátions e conduzem em solução corrente elétrica. 
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He
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Raio Atômico
	É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres.
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O raio iônico: refere-se ao tamanho relativo dos átomos, quando perde ou ganha elétrons na camada de valência.
-
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H
Fr
Eletroafinidade
	É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres.
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Eletroafinidade: energia liberada quando se adiciona um elétron a um átomo neutro isolado
Nos grupos, o efeito é maior perto dos elementos oxigênio, enxofre e halogênios. Nestes átomos, o elétron adicionado ocupa um orbital "p" próximo ao núcleo com carga alta e forte atração.
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	É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de cima para baixo.
Densidade
Os Ir
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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
Resumo das propriedades
Eletronegatividade; Potencial de ionização; Eletroafinidade.
Eletropositividade; Raio atômico
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Tabela de Prova
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