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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA TEMA III – Tabela Periódica Tabela Periódica • O que os Químicos queriam? • Evolução Histórica • Estrutura • Classificação • Propriedades Periódicas - Carga nuclear efetiva - Raio Atômico - Energia de Ionização - Eletroafinidade - Eletronegatividade - Eletropositividade • Propriedades Física - Temperatura de Fusão e Ebulição - Densidade • Tabelas Modernas O início... • O que os Químicos queriam? Organizar os elementos químicos de maneira que suas semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais evidentes. Um dos recursos mais usados em Química para atingir essa finalidade é a tabela periódica. As primeiras tabelas foram propostas no início do século XIX; porém apresentavam mais erros do que acertos. Evolução Histórica 1817 – Lei das Tríades / Dobereiner (alemão) 1862 – Parafuso Telúrico / Chancourtois (francês) 1864 – Lei das Oitavas / Newlands (inglês) 1871 – Ordem de Massa Atômica / Mendeleev (russo) e Meyer (alemão) 1913 – Ordem de Número Atômico / Moseley (inglês) Lei Periódica “As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos". Período Estrutura Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de niveis energéticos dos elementos. Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o número de elétrons da camada de valência. Na tabela atual, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico, originando na horizontal os períodos, e na vertical (em coluna), as famílias ou grupos. 3Li 1s 22s1 11Na 1s 22s22p63s1 19K 1s 22s22p63s23p64s1 Os elementos que constituem os elétrons de maior energia em subníveis s ou p são denominados elementos representativos. Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de valência . Elas recebem ainda nomes característicos. Família ou grupo Nº de elétrons na camada de valência Distribuição eletrônica da camada de valência Nome IA 1 ns¹ Metais alcalinos IIA 2 ns² Metais alcalinos terrosos IIIA 3 ns² np¹ Família do boro IVA 4 ns² np² Família do carbono VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio VIA 6 ns² np4 Calcogênios VIIA 7 ns² np5 Halogênios VIIIA ou O 8 ns² np6 Gases nobres 1 2 13 14 15 16 17 18 M etais A lcalinos M etais A lcalinos A lcalinos -T E R R O S O S M etais A lcalinos -T E R R O S O S M etais G R U P O D O B O R O G R U P O D O B O R O G R U P O D O C A R B O N O G R U P O D O C A R B O N O G R U P O D O N ITR O G Ê N IO G R U P O D O N ITR O G Ê N IO C A LC O G Ê N IO S C A LC O G Ê N IO S H A LO G Ê N IO S H A LO G Ê N IO S G A S E S N O B R E S G A S E S N O B R E S 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO ELEMENTOS REPRESENTATIVOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS Lantanídeos Actinídeos ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA Localização dos elementos nas Famílias B Os elementos que constituem os elétrons de maior energia em subníveis d ou f são denominados elementos de transição. Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d. IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 1d 2d 3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26 1s²2s²2p63s²3p64s²3d6 Período: 4º Família: 8B O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela periódica. Metais, semi-metais, ametais e gases nobres Ge Sb Po B Si As Te Apresentam brilho quando polidos; Sob temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido, a única exceção é o mercúrio, um metal líquido; São bons condutores de calor e eletricidade; São resistentes maleáveis e dúcteis Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre, fósforo, carbono) e gasoso (nitrogênio, oxigênio, flúor); a exceção é o bromo, um não-metal líquido; não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de diamante; não conduzem bem o calor a eletricidade, com exceção do carbono sob a forma de grafite; Geralmente possuem mais de 4 elétrons na última camada eletrônica, o que lhes dá tendência a ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos (ânions) Elementos químicos que dificilmente se combinam com outros elementos – hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio. Possuem a última camada eletrônica completa, ou seja, 8 elétrons. A única exceção é o hélio, que possui uma única camada, a camada K, que está completa com 2 elétrons. Apresenta propriedades muito particulares e muito diferentes em relação aos outros elementos. Por exemplo, tem apenas 1 elétron na camada K (sua única camada) quando todos os outros elementos têm 2. PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS Propriedades dos Elementos 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. Propriedades Aperiódicas n° atômico V a lo r n u m ér ic o n° atômico V a lo r n u m ér ic o Exemplos: Propriedades Periódicas Variação Típica: n° atômico V a lo r n u m ér ic o Para entender as propriedades devemos... 1) Estar familiarizados com as configurações eletrônicas; 11Na 1s 22s22p63s1 20Ca 1s 22s22p63s23p64s2 9F 1s 22s22p5 Carga Nuclear Efetiva (Zef) •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. Para entender as propriedades devemos... 2) Conhecer a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos (elétrons de valência). Efeito de blindagem: cada elétron é blindado em relação à atração total do núcleo pelos outros elétrons do átomo. Carga Nuclear Efetiva (Zef) •A carga nuclear efetiva, Zef, “sentida” por um elétron é sempre menor que a carga nuclear real, Z; •A Zef 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. •Zef = Z – S •Efeito de blindagem da carga nuclear: s < p < d < f REGRAS DE SLATER • Em 1930 John C. Slater- semi-empírico • Para determinar Zef, os elétrons são divididos em grupos (a cada um corresponde uma constante de blindagem diferente). (1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s, 4p); (4d); (4f); (5s, 5p); etc. • Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de blindagem S é a soma das seguintes parcelas: – zero para qualquer grupo exterior ao elétron considerado. • Be (Z = 4) 1s2 2s2 Zef (1s) = 4 – [(1 x 0,30) + ( 2 x 0 )] = 3,70 – 0,35para cada um dos outros elétrons do mesmo grupo que o elétron considerado, exceto no grupo 1s, no qual usa- se o valor 0,30. • Be (Z = 4) 1s2 2s2 (2s1e+1e) Zef (2s) = 4 – [(1 x 0,35) + ( 2 x 0,85 )] = 1,95 REGRAS DE SLATER – Se o elétron considerado pertencer a um grupo (ns, np), cada elétron do nível (n-1) contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos contribui com 1,00. • Be (Z = 4) 1s2 2s2 Zef (2s) = 4 – [(1 x 0,35) + ( 2 x 0,85 )] = 1,95 – Se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada elétron dos grupos mais internos contribui com 1,00. REGRAS DE SLATER REGRAS DE SLATER Na tabela... Zef = Z – S RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO • É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores: 1. Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. 2. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho. He H Li Na K Rb Cs Fr RAIO ATÔMICO Exemplos: ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. X (g) + Energia → X + (g) + e - Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização. He Ne Ar Kr Xe Rn H Fr Exemplo: • Mg (g) + 7,6 eV → Mg + + 1 e- (1ª EI) • Mg+ (g) + 14,9 eV → Mg 2+ + 1 e- (2ª EI) • Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg 3+ + 1 e- (3ª EI) • Assim: EI1< EI2 < EI3 < ….. AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE • É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,“captura” um elétron. X (g) + e - → X-(g) + Energia H Fr AFINIDADE ELETRÔNICA F ELETRONEGATIVIDADE A eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em receber elétrons em uma ligação química, logo, não pode ser calculada a eletronegatividade de um átomo isolado. B C N O F Cl Br I H Fr ELETRONEGATIVIDADE ELETROPOSITIVIDADE A forma da medição da eletropositividade é a mesma da eletronegatividade: através de uma ligação química. Entretanto, o sentido é o contrário, pois mede a tendência de um átomo em perder elétrons: os metais são os mais eletropositivos. ELETROPOSITIVIDADE Fr PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS DENSIDADE • É relação entre a massa e o volume de uma amostra d = Massa (g) Volume (cm3) Os Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,57 g/cm3) ALGUNS VALORES: • dNa= 0,97 g/cm 3 • dMg = 1,74 g/cm 3 • dHg = 13,53 g/cm 3 • dOs= 22, 57 g/cm 3 Observação: • 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 TEMPERATURA DE FUSÃO (TF) E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO (TE) • TF : temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. • TE: temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso. O tungstênio (W) apresenta TF = 3410 C Propriedades Periódicas RESUMO GERAL: Novo Visual da TP
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