Aula 2 Tabela Periódica e Propriedades Periódicas 2018 2

Prévia do material em texto

2º/2018
Tabela Periódica e 
Propriedades Atômicas
Profª Drª Lucília A. Linhares Machado
luciliaamachado@gmail.com
UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
ICEA- Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas
Campus João Monlevade
O início...
• 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.
O que os Químicos queriam?
CONTRIBUIÇÃO DOS VÁRIOS CIENTISTAS
PARA A CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Henry Moseley
J.A.R.Newlands
(1837-1898)
ANTOINE LAVOISIER
(1743-1794)
A.B.Chancourtois
( 1820-1886)
J.L.Meyer
( 1830-1895)
J.W.Döbereiner
(1780-1849)
Dimitri Mendeleyev
(1869-1907)
Glenn Seaborg
(1912 – 1999)
Mendeleev (1869): Organizou os elementos em ordem 
crescente de massa atômica e observou que os elementos 
apresentavam propriedades químicas semelhantes.
TABELA PERIÓDICA
TABELA ATUAL 
Moseley (1913) – Lei da Periodicidade Química
As propriedades dos elementos são uma função 
periódica dos seus números atômicos (Z). 
“Quando os elementos são agrupados em ordem crescente de número
atômico (Z), observa-se a repetição periódica de várias propriedades.”
ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA
Períodos (linhas horizontais)
- São atualmente sete (7) períodos na tabela periódica.
- Seu número (n) representa o número de níveis eletrônicos
(camadas eletrônicas) do elemento.
- Todos os elementos de um mesmo período tem o mesmo número de 
camadas.
Na 3º período = 3 níveis eletrônicos (camadas) 
W 6º período = 6 níveis eletrônicos (camadas)
ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA
Famílias ou grupos (linhas verticais)
- São atualmente dezoito (18) famílias na tabela periódica.
- Todos os elementos de uma mesma família possuem distribuição
eletrônica de valência igual (mesmo número de elétrons), mudando
apenas o nível.
família tem propriedades e- Os elementos de uma mesma 
características químicas semelhantes.
O hidrogênio não possui família
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.
Características Gerais do Hidrogênio
• Número Atômico (Z): 1;
• Peso Atômico: 1,00794;
• Grupo da Tabela: 1 (IA);
• Estado Físico: Gasoso (T = 298K);
• Densidade: 0,0000899 g/cm3;
• Ponto de Fusão (PF): 14,025 K;
• Ponto de Ebulição (PE): 20,268 K;
• Pode formar cátion monovalente;
• Pode formar ânion monovalente;
• Pode realizar ligação covalente;
• Pode realizar ligação iônica;
• Apresenta pequena capacidade de dissociação quando está na
sua forma molecular;
• É quase insolúvel na água;
• Em condições normais, é pouco reativo, mas, sob condições
favoráveis, reage com a maioria dos elementos;
• É um forte agente redutor.
O Hidrogênio é o elemento mais abundante do universo e é o
elemento básico de toda e qualquer estrela. Cerca de 90% dos
átomos presentes no universo são átomos de Hidrogênio.
Não é possível encontrá-lo na forma de átomo isolado na
natureza. Além de participar da composição de várias substâncias,
ele pode ser encontrado na sua fórmula molecular.
Características Gerais do Hidrogênio
ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA
Período
7 Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas
dos elementos.
18 Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o número de
elétrons da camada de valência.
Número dos Grupos
N
ú
m
e
ro
 d
o
s
 P
e
rí
o
d
o
s
* Grupo 1 – Metais Alcalinos;
* Grupo 2 – Metais Alcalinos Terrosos;
* Grupo 3 a 12 – Metais de Transição;
* Grupo 13 – Grupo do Boro;
* Grupo 14 – Grupo do Carbono 
* Grupo 15 – Grupo do Nitrogênio;
* Grupo 16 – Grupo do Calcogênio;
* Grupo 17 – Grupo do Halogênio;
* Grupo 18 – Grupo dos Gases Nobres;
* A serie dos Lantanídeos e Actinídeos; 
Classificação dos Elementos
Metais
Não-metais
metalóides
Gases Nobres Hidrogênio
São divididos em: metais, não-metais e metalóides de 
acordo com as propriedades físicas e químicas.
Classificação Periódica Atualizada
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
REPRESENTAÇÃO – ELEMENTO QUÍMICO
13
Al
26,9815
Z = n° de prótons
(NÚMERO ATÔMICO)
A = média ponderada 
das massas atômicas dos 
isótopos.
Símbolo do 
elemento químico
Nome do 
elemento
químico
REPRESENTAÇÃO
TABELA PERIÓDICA
 Gasosos: todos do grupo 18 (8A), H, N, O, F e Cl. 
 Líquidos: Hg, Br, Ga. 
 Sólidos: todos os demais.
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS 
QUANTO AO ESTADO FÍSICO
Ao acrescentar ou retirar elétrons de um átomo 
para formar-se um íon, sempre devemos
fazê-lo na camada mais afastada do núcleo, 
chamada Camada de Valência.
Regra do Octeto
CAMADA DE VALÊNCIA
É a camada mais afastada do núcleo.
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS
São as propriedades que variam em função 
do número atômico do elemento.
Periódica e Aperiódica
PROPRIEDADE PERIÓDICA
Ocorrem à medida que o número atômico de um elemento 
químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e 
decrescem em cada período da Tabela Periódica. 
Raio atômico/iônico, Energia de ionização, 
Eletroafinidade, Eletronegatividade.
1- RAIO ATÔMICO
É definido como a metade da distância entre os 
núcleos de dois átomos vizinhos.
O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao 
longo de um período e cresce de cima para baixo em um grupo.
O tamanho atômico varia consistentemente
através da tabela periódica.
 Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
 Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos
tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
1. Número quântico principal, n.
2. A carga nuclear efetiva, CNE.
RAIO ATÔMICO
RAIO ATÔMICO
N
úm
e
ro
 q
uâ
nt
ic
o 
pr
in
ci
pa
l 
-
n
CNE
 A 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 os elétrons internos.
 A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do
núcleo e do número de elétrons mais internos.
Carga Nuclear Efetiva
Carga Nuclear Efetiva
Os elétrons internos blindam os externos
parcialmente do núcleo, assim, os elétrons externos 
"sentem" apenas uma fração da carga nuclear total.
Carga Nuclear Efetiva
Ex: Na Z=11 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Na, o elétron de valência é atraído por 11 prótons
positivos, mas repelido por 10 elétrons negativos.
Assim, a CNE que puxa o elétrons para o núcleo é de
+1.
 Cl, a carga nuclear efetiva sobre o elétron é de +7,
atraindo mais fortemente os elétrons de valência do
cloro para mais perto do núcleo, o que torna seu raio
menor.
IMPORTANTE
Perder elétrons é uma característica de átomos 
de elementos metálicos. 
Íons positivos - cátions
CÁTION < ÁTOMO DE ORIGEM
Ganhar elétrons é uma tendência de átomos 
de elementos não metálicos.
Íons negativos – ânions
ÂNION > ÁTOMO DE ORIGEM
Átomos e íons com o mesmo número de elétrons 
são chamados de isoeletrônicos.
Exemplo: Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos, tem a 
mesma configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6. Coloque 
estes íons em ordem crescente de raio iônico.
IMPORTANTE
2- ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
A energia de ionização, também conhecida 
como potencial de ionização, é a energia mínima 
necessária para remover um elétron de um átomo ou íon 
gasoso em seu estado fundamental.A primeira energia de ionização, é a energia necessária
para remover o primeiro elétron de um átomo neutro.
A segunda energia de ionização, é a energia necessária 
para remover o segundo elétron de um cátion.
EI
EII
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
Quanto maior o tamanho do átomo ou do raio 
atômico, ou seja, quanto maior for o número 
atômico, menor será a energia de ionização, 
porque os elétrons estarão mais afastados do 
núcleo e a força de atração entre eles será menor.
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
X(g) + Energia  X
+
(g) + e
- (endotérmica)
He
Fr
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
A IONIZAÇÃO é o processo de formação de um íon positivo pela 
remoção de um elétron.
Quanto menor o raio atômico do elemento, maior será a energia 
de ionização necessária para retirar um elétron de seu átomo.
É a energia liberada quando um átomo ganha um elétron, no 
estado gasoso formando um íon negativo.
X(g) + e
-  X-(g) + Energia (exotérmica)
F
Fr
3- AFINIDADE ELETRÔNICA
Importante: A afinidade eletrônica só apresenta aplicação
prática para os não-metais, pois seus átomos tendem a
receber elétrons. Para os metais é muito difícil medir esta
propriedade, pois seus átomos não tende a receber elétrons.
Quanto maior a atração que um átomo exerce sobre um elétron 
adicionado a ele, maior será a afinidade eletrônica do átomo 
(mais negativa a variação de energia).
Medir a afinidade eletrônica dos átomos não é uma tarefa fácil, 
logo, não se conhece os valores exatos para todos os elementos.
F(g) + e
-  F-(g) + Energia (E = -328 kj mol
-1)
F
Fr
AFINIDADE ELETRÔNICA
É a propriedade que o átomo apresenta de atrair elétrons. Esta 
propriedade depende de dois importantes fatores: o número de 
elétrons na última camada e o tamanho do átomo.
4- ELETRONEGATIVIDADE OU CARÁTER NÃO METÁLICO
Segundo Fator: Quanto menor o tamanho do átomo, maior é a atração do núcleo
sobre os elétrons periféricos. Desta forma, é muito maior a atração pelos elétrons que
estão nas suas proximidades. Portanto, quanto menor o tamanho do átomo, maior a
sua ELETRONEGATIVIDADE.
Primeiro Fator: Quanto mais próximo o átomo estiver de atingir a estabilidade, ou
seja, apresentar oito elétrons na última camada, maior a sua atração por elétrons.
Portanto, maior a sua ELETRONEGATIVIDADE.
F
Fr
Ordem de eletronegatividade: 
F / O / N /Cl / Br / I / S / P / C / H
ELETRONEGATIVIDADE 
CARÁTER NÃO METÁLICO
5- ELETROPOSITIVIDADE OU CARÁTER METÁLICO
É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons
(metais). Esta propriedade é o inverso da
eletronegatividade. Nos grupos aumenta de cima para
baixo e nos períodos da direita para esquerda.
NÃO METAL
METAL
VARIAÇÃO DO CARÁTER METÁLICO E NÃO METÁLICO
Densidade: relação entre a massa e o volume.
Obs. O Ósmio é o elemento 
mais denso. 
Densidade do Ósmio 22,6 g/mL
A título de comparação a densidade da água a 25º C é 
aproximadamente 1,0 g/mL
DENSIDADE
PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES FÍSICAS
Observações:
1) Entre os metais o tungstênio (W) é o que apresenta o maior PF (3527º C).
2) Os metais alcalinos e alcalinos terrosos contrariam a regra, o PF e o PE
crescem de baixo para cima.
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO
PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES FÍSICAS
Efeito de Blindagem
Este efeito está relacionado com a carga do núcleo do átomo 
(positiva) e com os elétrons (carga negativa). 
A carga do núcleo do átomo por ser positiva "puxa" (atrai) 
os elétrons para perto de si. 
Tendo em vista que existem várias camadas de elétrons rodeando o 
núcleo do átomo, os elétrons na camada mais distante do núcleo 
sentem menos a intensidade dessa atração. 
Assim, os elétrons mais próximos do núcleo blindam a carga do 
núcleo (como se fosse um escudo) e os elétrons nas camadas mais 
distantes do núcleo não sentem a mesma atração núcleo-elétron do 
que os elétrons mais próximos do núcleo.
1. A ordem crescente de raio atômico entre os íons abaixo é:
9F
-, 17Cℓ
-, 11Na
+
a) 9F
-, 17Cℓ
-, 11Na
+.
b) 17Cℓ
-, 9F
-, 11Na
+.
c) 11Na
+, 9F
-, 17Cℓ
-.
d) 11Na
+, 17Cℓ
-, 9F
-.
e) 9F
-, 11Na
+, 17Cℓ
-.
2. Dentre os íons abaixo relacionados, aquele que apresenta
MENOR raio é:
a) K+ b) Ga3+ c) Na+ d) Mg2+ e) Aℓ3+
3. Considere os íons isoeletrônicos: Li+, H-, B3+ e Be2+. Coloque-
os em ordem crescente de raio iônico justificando a resposta.
4. Considere os seguintes átomos neutros: Ar, Cl, Na e He, cujos
números atômicos são respectivamente: 18, 17, 11 e 2.
a) Qual possui maior potencial de ionização? Justifique.
a) Coloque-os em ordem crescente dos potenciais de ionização.
5.
6.