Classificação Periódica

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Classificação Periódica
Geisa Helmold Aspesi
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Histórico
No final do século XVIII  Lavoisier agrupou os elementos conhecidos em 4 classes:
 - Gases e fluidos
 - Não metais
 - Metais
 -Terras
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Em 1817  Döbereiner agrupou os elementos em tríades com massas atômicas bem próximas.
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Em 1862  Chancourtois construiu uma escala cilíndrica:
 - Atribuiu ao oxigênio a massa atômica 16 e dividiu a superfície do cilindro em 16 partes.
 - Traçou uma linha com inclinação de 45oC e colocou os elementos em ordem crescente de massas atômicas.
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Em 1864  Newlands colocou os elementos em ordem crescente de números atômicos.
 - Notou que, exceto o hidrogênio, as propriedades dos elementos se repetiam periodicamente.
 - Nesta época, as massas atômicas não eram determinadas com precisão.
- Apenas 2/3 dos elementos eram conhecidos.
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Em 1869  Mendeleyev ordenou os 60 elementos químicos conhecidos em ordem crescente de números atômicos.
 - Em uma mesma vertical ficavam os elementos com propriedades químicas semelhantes (grupos ou famílias).
Formulou a “Lei Periódica dos elementos”: as propriedades dos elementos são uma função periódica de seus números atômicos.
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Classificação Periódica Moderna
Entre 1915 e 1925  Moseley descobriu que o número de cargas positivas do núcleo aumentava sucessivamente de uma unidade, de elemento para elemento na tabela.
 - As propriedades atômicas dependem da carga nuclear.
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Os elementos foram colocados em ordem crescente de números atômicos formando:
 - 18 colunas verticais (grupos ou famílias).
 - 7 filas horizontais (períodos).
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Famílias mais importantes
Coluna 1: Metais alcalinos (ns1)
 	Do Árabe (al-qili). Significa cinzas de plantas (ricas em carbonatos de Na e K).
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
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Coluna 2: Metais Alcalinos Terrosos (ns2)
		Seus elementos participam de compostos insolúveis em água e resistentes ao fogo (chamados pelos alquimistas de Terras).
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
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Coluna 16: Calcogênios (ns2np4)
	De natureza não metálica.
O
S
Se
Te
Po
	
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Coluna 17: Halogênios (ns2np5)
 		Do Grego (halos = sal e genes = gerador). Formam sais quando reagem com metais.
F
Cl
Br
I
At
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Coluna 18: Gases Nobres (ns2np6), exceto o He (1s2)
 		Dificilmente participam de reações químicas.
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
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Metais, semi-metais e ametais
Metais:
Sólidos à t.a.
Brilho característico
Bons condutores de calor e eletricidade
Maleáveis e dúcteis
Formam íons + (cátions)
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Ametais (não metais):
Sólidos, líquidos ou gasosos
Não possuem brilho
Maus condutores 
Não são maleáveis e nem dúcteis
Formam íons – (ânions)
Semi-metais:
- Propriedades intermediárias entre os metais e ametais.
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Sistema Periódico e Estrutura Eletrônica
Cada período tem um número máximo de elementos:
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Os números máximos de elementos químicos nos períodos relacionam-se com os números máximos de elétrons nos níveis eletrônicos.
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O número de níveis eletrônicos de um elemento indica o período a que ele pertence.
 ex:5B 1s2 2s2 2p1
 
 K L
 2 níveis, logo, é do 2º período
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O maior número quântico principal (n) da distribuição eletrônica do átomo de um elemento indica o período da tabela.
Ex: 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
 > Número quântico principal  4º período
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Classificação dos Elementos Químicos Quanto à Configuração Eletrônica
Gases Nobres  exceto o He, todos apresentam 8 elétrons no último nível eletrônico.
2He 1s2
10 Ne 1s2 2s2 2p6
 8 é
18 Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
 8 é
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Elementos representativos  apresentam o último elétron no subnível s ou p.
3Li 1s2 2s1
4Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1
9F 1s2 2s2 2p5
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O número da coluna é dado pelo total de elétrons no último nível:
3Li 1s2 2s1  Coluna 1 (IA), 2º período
4Be 1s2 2s2  Coluna 2 (IIA), 2º período
5B 1s2 2s2 2p1  Coluna 13 (IIIA), 2º período
9F 1s2 2s2 2p5  Coluna 17 (VIIA), 
 2º período
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Elementos de transição externa  apresentam o último elétron no subnível d.
27Co 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
		Para saber o número da coluna (B) basta somar os elétrons do subnível d com os elétrons do subnível s anterior.
Ex: 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6  8 
 ou 8B
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Se a soma destes elétrons apresentar os valores a seguir, as colunas serão:
.....4s2 3d7  9 ou VIIIB
.....4s2 3d8  10 ou VIIIB
.....4s2 3d9  11 ou IB
....4s2 3d10  12 ou IIB
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Elementos de transição interna  apresentam o último elétron no subnível f.
Ficam na coluna 3 ou IIIB nos 6º e 7º períodos.
a) Lantanídeos  6º período e apresentam o último elétron no subnível 4f.
58Ce 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2
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b) Actinídeos  7º período e apresentam o último elétron no subnível 5f.
92U 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4
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Propriedades Periódicas
a) Raio atômico.
 
 r1 r2
Na tabela ele aumenta:
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No período  predomina a carga nuclear, já que o número de níveis ocupados é o mesmo.
O átomo de maior carga (maior número atômico) tem maior raio.
Na coluna  tanto a carga nuclear como o número de níveis variam, sendo que o número de níveis predomina.
O átomo com maior número de níveis tem o maior raio.
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b) Raio iônico 
Quando um átomo perde elétrons, transformando-se em um cátion, o número de níveis diminui e também o raio.
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
 K L M
13Al3+ 1s2 2s2 2p6
 K L
Raio do cátion < raio do átomo correspondente
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 Quando um átomo ganha elétrons, transformando-se em um ânion, ocorre uma expansão da nuvem eletrônica, com o aumento do raio.
8O 1s2 2s2 2p4
8O2- 1s2 2s2 2p6
Raio do ânion > raio do átomo correspondente
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c) Potencial de ionização (PI)
	
 		É a energia necessária para arrancar o elétron do átomo,transformando-o em um cátion.
Ex: Na + energia → Na+ + é
 He
 Fr
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d) Eletroafinidade (Ea)
		É a energia envolvida quando se adiciona um elétron a um átomo gasoso neutro.
Ex: Y (g) + é → Y- (g) + energia
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e) Eletronegatividade (En)
		Tendência relativa que os átomos apresentam de atrair elétrons (exceto os Gases Nobres).
 F
 Fr 
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f) Eletropositividade (EP)
		Propriedade que mede a facilidade com que os metais cedem elétrons.
 F
 Fr
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g) Caráter metálico
 F
 Fr
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h) Pontos de fusão e de ebulição
 
IA e IIA
 Elementos com 
 > p.f. e p.e.
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i) Densidade 
 d = m/V
		Nas colunas 8, 9 e 10 (8b) estão os elementos de maior densidade: Os (22,48 g/ mL), Ir (22,50 g/ mL) e Pt (21,45 g/ mL).