Aula 06 Tabela periódica

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Química Biológica 
Aula 06: TABELA PERIÓDICA 
SDE0898 – Química Biológica 
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Classificação dos Elementos 
A tabela organiza os 118 elementos de modo significativo. 
Com isso, existem propriedades periódicas associadas a essa organização. 
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Es
tr
u
tu
ra
 d
a 
Ta
b
e
la
 P
e
ri
ó
d
ic
a 
: Hidrogênio 
1 elemento 
: Metais 
91 elementos 
: Ametais 
12 elementos 
: Semimetais 
7 elementos 
: Gases nobres 
7 elementos 
PERÍODOS 
F
A
M
Í
L
I
A
S 
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Estrutura da Tabela Periódica 
Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas dos 
elementos. 
Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o número de elétrons 
da camada de valência. 
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Formação da Tabela Periódica 
 De acordo com o modelo quântico, a estrutura é baseada na distribuição 
eletrônica, em ordem crescente de número atômico 
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Propriedades Aperiódicas 
São as propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número 
atômico, são propriedades que não se repetem em ciclos ou períodos. Ex.: 
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Propriedades Aperiódicas 
São aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores 
atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada 
período, ou seja, repetem-se periodicamente 
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Propriedades Periódicas 
• RAIO ATÔMICO 
• ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO 
• AFINIDADE ELETRÔNICA 
• ELETRONEGATIVIDADE 
• PROPRIEDADES FÍSICAS 
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• RAIO ATÔMICO 
 - Carga Nuclear Efetiva 
• É a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. 
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos 
elétrons internos. 
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os 
protegem da carga nuclear. 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
 - Carga Nuclear Efetiva 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e 
do número de elétrons mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear 
efetiva (Zef) diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
 - Carga Nuclear Efetiva 
 
 
• Onde: 
• Zef= Carga nuclear efetiva 
• Z: número de prótons no núcleo 
• S: número de elétrons que estão entre o núcleo e o elétrons considerado 
Zef= Z-S 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
 - Carga Nuclear Efetiva 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
 É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
O aumento do raio atômico, geralmente depende de dois fatores: 
 
1) Número Quântico principal ( número de níveis ou camadas) – 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. 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
1) Carga nuclear efetiva (Zef) - 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. 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
 
Elementos ou compostos que apresentam cargas elétricas pela perda ou ganho de 
elétrons: 
– Positiva: CÁTION 
– Negativa: ÂNION 
• Ânions: Excesso de Elétrons 
• Cátions: Deficiência de Elétrons 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
ISOELETRÔNICOS: Átomos com o 
mesmo número de elétrons. 
 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
 (10 elétrons) 
Propriedades Periódicas 
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• RAIO ATÔMICO 
Propriedades Periódicas 
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• Energia (ou Potencial) de Ionização 
Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização 
Propriedades Periódicas 
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• Energia (ou Potencial) de Ionização 
Propriedades Periódicas 
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• Energia (ou Potencial) de Ionização 
Propriedades Periódicas 
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• Energia (ou Potencial) de Ionização 
Propriedades Periódicas 
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Propriedades Aperiódicas 
• Afinidade Eletrônica 
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um 
elétron. 
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• Eletronegatividade 
É a força de atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons de uma ligação 
Propriedades Periódicas 
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Propriedades Periódicas 
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• Eletronegatividade 
É a força de atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons de uma ligação 
Propriedades Periódicas 
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DENSIDADE: É relação entre a massa e o volume de uma amostra 
d = Massa (g)/Volume (cm3) 
Propriedades Periódicas 
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Temperatura de Fusão (TF) : temperatura na qual uma substância passa do 
estado sólido para o estado líquido. 
 
Temperatura de Ebulição (TE): temperatura na qual uma substância passa do 
estado líquido para o estado gasoso 
Propriedades Periódicas 
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Metais, não-metais e metalóides 
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Metais, não-metais e metalóides 
Metais 
 
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou 
lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e 
tendem a formar cátions em solução aquosa). 
 
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. 
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Metais, não-metais e metalóides 
Metais 
 
• O caráter metálico diminui ao longo do período. 
 
• Os metais têm energias de ionização baixas. 
 
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. 
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Metais, não-metais e metalóides 
Metais 
 
Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions 
característicos. 
 
• Todos metais do grupo 1A formam íons M +. 
 
• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. 
 
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis 
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Metais, não-metais e metalóides 
MetaisQuímica Biológica 
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Metais, não-metais e metalóides 
Não-metais 
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os 
metais. 
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a 
ganhar elétrons: 
 
metal + não-metal →sal 
 
2Al(s) + 3Br2(l) →2AlBr3(s) 
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Metais, não-metais e metalóides 
Não-metais 
A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: 
 
óxido não-metálicos + água →ácido 
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq) 
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Metais, não-metais e metalóides 
Metalóides 
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-
metais. 
 Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. 
 
• Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores. 
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Número de oxidação 
Definição: 
 
É a carga real ou “imaginária” que um elemento possui em uma entidade 
química. 
 
Carga real: Há efetiva perda ou ganho de elétrons pelo átomo 
Exemplo: NaCl 
O sódio (Na) perde 1 elétron na formação do composto. Nox = +1. 
O cloro (Cl) ganha 1 elétron na formação do composto. Nox = -1. 
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Número de oxidação (Nox) 
Carga imaginária: o Nox é definido pela diferença de eletronegatividade entre 
os átomos envolvidos na ligação, sem haver a transferência efetiva de elétrons 
entre eles 
 
Exemplo: HCl 
 
O hidrogênio H é menos eletronegativo, logo terá Nox +1. 
 
O cloro (Cl) mais eletronegativo, logo terá Nox -1. 
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Número de oxidação (Nox) 
Regra do Octeto 
 
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6 na 
camada de valência. 
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles 
estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons), atigindo a 
configuração e estabilidade do gás nobre mais próximo. 
 
Exemplo: 
Na (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1 ( 1 elétron na última camada) 
Na+ (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s0 ( 8 elétron na última camada) 
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Número de oxidação (Nox) 
Regra do Octeto 
Exemplos: 
 
Mg: [Ne]3s2 
Mg+: [Ne]3s1 não estável 
Mg2+: [Ne] estável 
Cl: [Ne]3s23p5 não estável 
Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
Configuração eletrônica do gás nobre com 
menor número atômico mais próximo 
 Ne (Z=10) 1s2 2s2 2p6 
Configuração eletrônica do gás nobre com 
maior número atômico mais próximo 
 Ar (Z=10) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
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Número de oxidação (Nox) 
Algumas regras para cálculo do Nox 
1. Substâncias simples: O Nox será zero 
Exemplos: 
O2 → Nox (O) = 0 
S8 → Nox (S) = 0 
 
2. Íons simples: O Nox será o valor da carga 
Exemplos: 
Fe3+ → Nox = +3 
S2- → Nox = -2 
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Número de oxidação (Nox) 
Algumas regras para cálculo do Nox 
3. Elementos com Nox fixo em substâncias compostas 
• Metais alcalinos e prata (Ag): +1 
• Metais alcalino- terrosos e Zinco (Zn): +2 
• Alumínio (Al): +3 
• Flúor : -1 
 
4. Regra do hidrogênio 
• Nox = zero → substância simples (H2); 
• Nox = -1 → hidretos metálicos ( hidrogênio acompanhado de metal alcalino 
ou alcalino- terroso) 
Exemplos: NaH, CaH2. 
• NOX = +1 → Demais casos 
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Número de oxidação (Nox) 
Algumas regras para cálculo do Nox 
 
 5. Regra do oxigênio 
• Nox positivo: acompanhado pelo flúor 
• Nox = 0 → O2 e O3 
• Nox = -1/2 → superóxidos (compostos binários oxigenados dos metais 
alcalinos e alcalino- terrosos) 
• Exemplo: Na2O4 → Nox(O) = -1/2 
• Nox = -1 → peróxidos (compostos binários oxigenados dos metais alcalinos, 
alcalino- terrosos, prata e hidrogênio) 
• Ex: H2O2 → Nox(O) = -1 
• Nox = -2 → demais casos 
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Número de oxidação (Nox) 
Algumas regras para cálculo do Nox 
 
6. Substâncias compostas: O somatório do Nox de todos os elementos é igual 
a zero 
Exemplos: 
a) NaCl 
Nox (Na) = +1 Nox (Cl) = -1 
ΣNox = +1-1= 0 
 
b) Al2S3 
Nox (Al) = +3 Nox (S) = -2 
ΣNox = (+3 x2) + ( -2x3)= 0 
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Número de oxidação (Nox) 
Algumas regras para cálculo do Nox 
 
7. Íons Compostos: O somatório dos Nox de todos elementos deve ser igual a 
carga do íon. 
Exemplos 
a) SO3
2- 
Nox (S) = +4 Nox (O) = -2 
ΣNox = +4 + (-2 x 3) = -2 
 
b) PO4
3- 
Nox (P) = +5 Nox (O) = -2 
ΣNox = +5 + (-2 x 4) = -3