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Foca na Medicina Química – Aula 2 Material do Aluno Professor: João Roberto Mazzei Tabelas e Propriedades periódicas Primeiro não havia nada! Então, no meio desse enorme nada, surgiu um pontinho cheio de energia e de matéria. De repente, o tal pontinho explodiu e, bang, nasceu o Universo! A teoria do Big Bang, criada por George Gamov, em 1948, diz que: O Universo surgiu da explosão de um ponto que concentrava toda a matéria e energia! Fonte: http://www.mikewood.com.br/c10-9.htm Ilustração Fonte: http://educar.sc.usp.br/youcan/navigation/colum2.html - Os primeiros segundos: no princípio, o Universo era uma porção de bolinhas, que pequenas não dá nem para enxergar, chamadas quarks, que eram energias. - O espaço se expandiu, ou seja, ficou várias vezes maior do que era antes. - A temperatura caía, e os quarks formavam prótons e nêutrons que se combinaram para formar núcleos de átomos de elementos químicos leves - essencialmente, hidrogênio e hélio, e um pouco de lítio. INTRODUÇÃO (BREVE HISTÓRICO, GRUPOS E SUBGRUPOS) À medida que os pesquisadores foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo novos elementos químicos, foram sentindo necessidade de organizar esses elementos de acordo com as suas características ou propriedades químicas. Em qualquer tentativa de classificação, dois objetivos são perseguidos: 1º) reunir coisas que se assemelham; 2º) separar as que se diferenciam. Faremos aqui um breve histórico das tentativas de organização desses elementos até chegarmos à classificação atual. >>TRÍADES DE DÖBEREINER<< Döbereiner teve a primeira ideia, reuniu três elementos quimicamente semelhantes, de modo que a massa atômica do elemento central da tríade era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Os elementos cálcio, estrôncio e bário eram uma tríade; cloro, bromo e iodo formavam outra tríade assim como lítio, sódio e potássio formavam outra. Já haviam sido identificadas cerca de 30 tríades, mas começavam a surgir elementos com propriedades semelhantes que não se enquadravam nas regras das tríades. A classificação foi abandonada. A seu favor, o fato de pela primeira vez ter-se relacionado às propriedades dos elementos com suas massas atômicas. >> PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS<< Chancourtois dispôs os elementos, em ordem crescente de massas atômicas, numa linha espiral, de modo que os elementos da mesma vertical apresentavam propriedades químicas semelhantes. Essa espiral telúrica não foi aplicável a elementos com massas atômicas elevadas; a classificação foi abandonada. Fica, porém, a ideia de elementos com propriedades semelhantes ocuparem uma mesma vertical. >> LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS<< Newlands, músico e cientista, sugeriu que os elementos poderiam ser arranjados em um modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, em ordem crescente de suas massas atômicas. Este modelo colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A ideia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A classificação de Newlands não foi aceita, porém deu um valioso passo à medida que estabelecia uma relação entre as propriedades dos elementos e as suas massas atômicas, e as ideias de grupos (verticais) e períodos (horizontais) >> TABELA DE MENDELEYEV<< Mendeleyev criou uma ficha para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada ficha continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as fichas sobre uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Na sua tabela apareciam lugares vagos que Mendeleyev admitiu corresponderem a elementos ainda não conhecidos. A partir desse trabalho Mendeleyev anunciou a lei periódica segundo a qual as propriedades físicas e químicas dos elementos são funções das suas massas atômicas. Os elementos eram organizados em linhas horizontais chamados períodos. Esse arranjo de elementos determinou a formação de linhas verticais, ou colunas, denominadas grupos, contendo elementos com propriedades semelhantes. Mendeleyev, além de prever a descoberta de novos elementos, ainda afirmou com determinada precisão as propriedades desses novos elementos desconhecidos. (Nome atual) 44 – eka-boro escândio (Sc) 68 – eka-alumínio gálio (Ga) 72 – eka-silício germânio (Ge) >> LEI DA PERIODICIDADE DE MOSELEY<< Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Moseley usou essa ideia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleyev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna ficou baseada na ordem crescente do número atômico dos elementos. >> AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES<< A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. A partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. Em sua homenagem, o elemento 106 tabela periódica é chamado Seaborgium (Sg). >>CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA ATUAL<< "As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos". Grupos 1 1A 2 2A 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 8 8B 9 8B 10 8B 11 1B 12 2B 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 18 8A 1. período 1 H 2 He 2. período 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3. período 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cℓ 18 Ar 4. período 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5. período 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6. período 55 Cs 56 Ba * 71 Lu 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tℓ 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 7. período 87 Fr 88 Ra * * 103 Lr 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Uun 111 Uuu 112 Uub 113 Uut 114 Uuq 115 Uup 116 Uuh 117 Uus 118 Uuo *Lantanídios * 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb **Actinídios * * 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No A tabela possui sete linhas horizontais que são as camadas ou períodos e 18 linhas verticais, que são as colunas, grupos ou famílias. O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usado atualmente, é recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita. Na tabela abaixo, podemos observar as duas numerações, a clássica que inclui letras “A” e “B” e a moderna, numerada de 1 a 18. Metais: representam aproximadamente dois terços da tabela. As principais propriedades físicas são: nas condições ambientes são sólidos, com exceção do mercúrio (Hg), que é líquido; são bons condutores de calor e corrente elétrica; apresentam o chamado brilho metálico e cor característica; são maleáveis, isto é, podem ser transformados em lâminas; são dúcteis, isto é, podem ser transformados em fios. Ametais ou Não-Metais: as principais propriedades físicas dos ametais são: nas condições ambientes B, C, Si, P, S, As, Se, Te, I e At são sólidos, Br é líquido e N, O, F e Cℓ são gasosos; são maus condutores de calor e eletricidade; não apresentam brilho. Gases nobres: têm como característica principal a inércia química, isto é, não são reativos, com raríssimas exceções (como os compostos de xenônio em condições especialíssimas), daí serem chamados de gases inertes. Isto é pelo fato de todas as camadas dos seus elementos químicos estarem completas, não mais necessitando de elétrons. O hidrogênio é classificado à parte. Obs.: Os semi-metais foram caindo em desuso tendo em vista que os elementos pertencentes aos semimetais nunca foram claramente definidos ou indicados oficialmente, tanto pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC). A SBQ abandonou a classificação dos semimetais em suas tabelas periódicas, deixando os elementos germânio, antimônio e polônio como metais e os elementos boro, silício, arsênio e telúrio como ametais. >>PERÍODOS<< Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos). Cada período, à exceção do primeiro, começa com um metal e termina com um gás nobre. Os períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32 elementos no mais longo. Observação Todos os elementos de um mesmo período possuem o mesmo número de níveis (camadas) eletrônicas. 3Li: 1s2 2s1 K = 2, L = 1 6C: 1s2 2s2 2p2 K = 2, L = 4 10Ne: 1s2 2s2 2p6 K = 2 , L = 8 O lítio, o carbono e o neônio possuem duas camadas (K e L); portanto são do segundo período. >>GRUPOS OU FAMÍLIAS<< São formadas pelas linhas verticais dos elementos através das estruturas similares na camada externa. Estas colunas são denominadas grupos. Em alguns deles, os elementos estão relacionados tão intimamente em suas propriedades, que são denominados de famílias. OBS.: PERTENECEM A UM MESMO GRUPO OU FAMILIA ELEMENTOS QUE APRESENTAM PROPRIEDADES QUÍMICAS SEMELHANTES. - FAMÍLIAS “A” 1A ou 1: alcalinos. Observação Geralmente o elemento químico hidrogênio (H) é colocado neste grupo, mas o hidrogênio não é alcalino, porque apresenta propriedades químicas diferentes. 2A ou 2: alcalino-terrosos. 3A ou 13: família do boro. 4A ou 14: família do carbono. 5A ou 15: família do nitrogênio. 6A ou 16: calcogênios. 7A ou 17: halogênios. 8A ou 18: gases nobres. - FAMÍLIAS “B” Formam a Parte baixa da tabela periódica. Grupos IUPAC 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Observação: A família 8B (grupos IUPAC: 8, 9, 10) é formada por 9 elementos que formam as seguintes tríades: Primeira Tríade: ferro, cobalto, níquel. Segunda Tríade: rutênio, ródio, paládio. Terceira Tríade: ósmio, irídio, platina. A LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA A PARTIR DA CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA >> CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS<< > ELEMENTOS REPRESENTATIVOS (SUBNÍVEIS s OU p): são elementos químicos cuja distribuição eletrônica, em ordem crescente de energia, termina num subnível s ou p. São chamados REPRESENTATIVOS todos os elementos da família A. > FAMÍLIA 1A OU 1 (METAIS ALCALINOS): Observando a configuração de todos os elementos, percebemos que terminam em "ns" 1 , onde n é o número quântico principal, ou seja, o número do período. Todos têm 1 elétron na camada de valência . Exemplos: 3Li: 1s2 2s1 A1 Grupo período º2 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 A1 Grupo período º2 >FAMÍLIA 2A OU 2 (METAIS ALCALINO-TERROSOS): terminam a configuração em "ns" 2 . Exemplo: 12Mg: 1s2 2s2 2p6 3S2 A2 Grupo período º3 >FAMÍLIA 3A OU 3 (FAMÍLIA DO BORO): terminam em "np" 1 , mas a camada de valência apresenta 2ns 1np . Exemplo: 13 2 2s2 2p6 3s2 3p1 A3 Grupo período º3 >FAMÍLIA 4A OU 14 (FAMÍLIA DO CARBONO): terminam em "np" 2 , mas a camada de valência apresenta 2ns 2np . Exemplo: 14Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 A4 Grupo período º3 >FAMÍLIA 5A OU 15 (FAMÍLIA DO NITROGÊNIO): terminam em "np" 3 , mas a camada de valência apresenta 2ns 3np . Exemplo: 33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 A5 Grupo período º4 >FAMÍLIA 6A OU 16 (CALCOGÊNIOS): terminam em "np" 4 , mas a camada de valência apresenta 2ns 4np . Exemplo: 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 A6 Grupo período º3 >FAMÍLIA 7A OU 17 (HALOGÊNIOS): terminam em "np" 5 , mas a camada de valência apresenta 2ns 5np . Exemplo: 33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 A7 Grupo período º4 >FAMÍLIA ZERO, 8A OU 18 (GASES NOBRES): terminam em "np" 6 , mas a camada de valência apresenta 2ns 6np . Exemplo: 10Ne: 1s2 2s2 2p6 A8 Grupo período º2 EXCEÇÃO O gás nobre hélio é o único elemento que não segue esta regra, pois tem apenas 2 elétrons (1s2). Observações: - Para os elementos representativos, o número do grupo ou família A corresponde ao número de elétrons da última camada (camada de valência). - Camada de valência das Famílias A 1 1A 2 2A 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 18 8A 1s 2 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 >> CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO<< > ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO SIMPLES OU EXTERNA São os elementos dos grupos “B”que apresentam o elétron diferenciador no subnível d da penúltima camada. Exemplos: 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 39Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s24d1 O número da família dos elementos de transição é obtido a partir da soma dos elétrons do subnível d da penúltima camada com os do subnível s da última camada, ns + (n- 1)d. 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 8 8B 9 8B 10 8B 11 1B 12 2B d1+s2= 3 d2+s2= 4 d3+s2= 5 d4+s2= 6 d5+s2= 6 d6+s2= 8 d7+s2= 9 d8+s2=1 0 d9+s2=1 1 d10+s2=1 2 Exemplo: Sc21: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 2 + 1 = 3 grupo 3 Observação: Alguns elementos não seguem rigorosamente as regras de distribuição eletrônica. Geralmente 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”, mas o resultado é o mesmo independente de trabalharmos com a configuração segundo Linus Pauling ou com a configuração real. Exemplos: Linus Pauling: Cr24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 2 + 4 = 6 Real: Cr24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 1 + 5 = 6 Linus Pauling: Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 2 + 9 = 11 Real: Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 1 + 10 = 11 > ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA Geralmente apresentam o elétron diferenciador alojando-se no subnível f da antepenúltima camada. São os Lantanídios ((n-2)f (6-2)f 4f) e os Actinídios ((n-2)f (7-2)f 5f). Estão todos nos grupos 3B ou 3 do 6º e do 7º períodos respectivamente. Exemplos: 58Ce: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2 6º período / grupo 3B ou 3 94Pu - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f6 7º período / grupo 3B ou 3 >>DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NA TABELA PERIÓDICA<< Representa-se a configuração eletrônica do elemento tomando-se por base o “cerne” do gás nobre que o precede na tabela periódica. Exemplos: 7N: 1s2 2s22p3 [He] 2s2 2p3 11Na: 1s2 2s2 2p63s1 [ Ne ] 3s1 35Br: 1s22s22p63s23p6 4s23d104p5 [Ar] 4s23d104p5 ou [Ar]3d104s24p5 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS >> PROPRIEDADES PERIÓDICAS<< Propriedades periódicas são aquelas que variam na tabela, crescendo e decrescendo, com o aumento do número atômico. Em nosso curso estudaremos algumas delas. Vamos começar? > RAIO ATÔMICO: é a metade da distância entre dois núcleos de átomos do mesmo elemento. ■ Nas famílias, os raios atômicos aumentam de cima para baixo, pois aumentam os níveis de energia (camadas). Exemplo: 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 2) 8) 1) ■ Nos períodos, os raios atômicos aumentam da direita para esquerda, pois à medida que Z aumenta, o número de camadas permanece constante, aumentando a atração núcleo- eletrosfera, diminuindo o raio atômico. Exemplo: 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 10Ne - 1s2 2s2 2p6 2) 8) Observação: RAIO IÔNICO: quando um átomo perde elétrons fica positivo e temos um cátion. Quando um átomo doa elétrons fica negativo e temos um ânion. Qual será a relação entre o tamanho de um átomo neutro e seu íon? Vamos analisar: - Cátion: Raioátomo neutro Raiocátion Exemplo 19K: 2)8)8)1) 19K+: 2)8)8) menor número de camadas - Ânion: A entrada de 1 elétron no átomo de cloro, diminui a força de atração nuclear. Raioânion > Raioátomo neutro Exemplo 17C: 2)8)7) 17C 1- : 2)8) 8) > POTENCIAL DE IONIZAÇÃO (P.I.) OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO (E.I.): é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo (ou íon) isolado no estado gasoso. X(g) + Energia X+(g) + e- Quanto menor o raio atômico, maior a atração núcleo-eletrosfera e, consequentemente, maior o potencial de ionização. Logo, o potencial de ionização varia opostamente ao raio atômico. ■ Variação do P.I. nas famílias. 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 2) 8) 1) ■ Variação do P.I. nos períodos. 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 10Ne - 1s2 2s2 2p6 2) 8) Observações: - Os gases nobres possuem o máximo P.I. - Os valores das energias de ionização tem sempre a seguinte ordem: E.I.1< E.I.2 < E.I.3 <... <E.I.n > AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE: é a quantidade de energia liberada quando um átomo, isolado no estado gasoso, recebe um elétron. X(g) + e- X -(g) + Energia. A afinidade eletrônica varia da mesma forma que o potencial de ionização. ■ Variação da afinidade eletrônica nas famílias. 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 2) 8) 1) ■ Variação da afinidade eletrônica nos períodos. 3Li - 1s2 2s1 2)1) quer doar 9F - 1s2 2s2 2p5 2) 7) quer receber Observação Os gases nobres possuem afinidade eletrônica ou eletroafinidade nula. > ELETRONEGATIVIDADE OU CARÁTER AMETÁLICO: a eletronegatividade de um elemento mede a sua tendência de atrair elétrons para si, numa ligação química. A eletronegatividade varia da mesma forma que o potencial de ionização. ■ Variação da eletronegatividade nas famílias. 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 2) 8) 1) ■Variação da eletronegatividade nos períodos. 3Li - 1s2 2s1 2) 1) quer doar 9F - 1s2 2s2 2p5 2) 7) quer receber Observações - Os gases nobres possuem eletronegatividade nula. - A reatividade química dos não-metais cresce de acordo com a eletronegatividade do elemento químico. > ELETROPOSITIVIDADE OU CARÁTER METÁLICO: a eletropositividade de um elemento mede a sua tendência de perder elétrons em uma ligação química, estando relacionada ao caráter metálico (os metais têm tendência a perder elétrons). Quanto maior a facilidade do átomo em perder elétrons maior será a sua eletropositividade e, mais acentuado será o seu caráter metálico. A eletronegatividade varia opostamente à eletronegatividade. ■ Variação da eletropositividade nas famílias. ■ Variação da eletropositividade nos períodos. 3Li - 1s2 2s1 2)1) quer doar 9F - 1s2 2s2 2p5 2) 7) quer receber Observações: - Os gases nobres possuem eletropositividade e caráter metálico nulo. - A reatividade química dos metais: cresce de acordo com a eletropositividade do elemento químico. Resumindo esquematicamente: Raio atômico Potencial de ionização 3Li - 1s2 2s1 2) 1) 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 2) 8) 1) Afinidade eletrônica e eletronegatividade Eletropositividade e caráter metálico > OUTRAS PROPRIEDADES Volume atômico, densidade e ponto de fusão e ebulição não apresentam regularidade na sua periodicidade e são propriedades de substância (simples,no caso) e não de elemento. Volume Atômico Densidade Absoluta Pontos de Fusão e Ebulição >> PROPRIEDADES APERIÓDICAS DOS ELEMENTOS<< São as propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico, são propriedades que não se repetem em ciclos ou períodos. Entre elas podemos citar: massa atômica, calor específico, etc. Para facilitar a sua vida, não esqueça do Mazzete! Vamos exercitar um pouco: 01. Numere a coluna I que apresenta personagens que fazem parte da história da tabela periódica, de acordo com os elementos da coluna II que indica suas contribuições para a construção da referida tabela. I II Mendeleev 1- invenção do parafuso telúrico Newlands 2- descoberta do número atômico Döbereiner 3- previsão de novos elementos Chancourtois 4- criação das Tríades Moseley 5- elaboração da Lei das oitavas A sequência correta, de cima para baixo, é: a) 3; 5; 4; 1; 2 b) 2; 3; 4; 5; 1 c) 3; 5; 1; 4; 2 d) 2; 5; 4; 3; 1 02. (Ufrrj) Considere as seguintes configurações eletrônicas dos átomos dos elementos químicos genéricos (X, Y, Z, T e V), no estado fundamental: a) Indique o elemento que apresenta a maior energia de ionização e o elemento que apresenta a menor energia de afinidade. Justifique. b) Estabeleça a ordem crescente de raios das espécies isoeletrônicas: V-1, Z+2 e T. Justifique. c) Qual dentre os elementos (X, Y, Z, T e V) é o mais eletronegativo? Justifique. d) Dentre os elementos (X, Y, Z, T e V), quais apresentam, para o elétron mais energético, o número quântico secundário igual a 1. Explique. 03. (UFRN) A Tabela Periódica representa, graficamente, a lei periódica e é um dos recursos de maior utilidade para o trabalho dos químicos. a) Consultando a Tabela Periódica, escolha um elemento representativo com energia de ionização inferior à do potássio. Justifique a resposta. b) Explique por que, nas condições de laboratório, o cloreto de potássio (KCL) é um sólido. c) Explique por que, na família dos halogênios, a temperatura de fusão aumenta com o número atômico. 04. (UDESC) O valor ideal do pH do solo para o desenvolvimento das plantas depende da espécie vegetal e do tipo de solo. Para eliminar os efeitos tóxicos do AL e Mn nas plantas, a elevação do pH até 5,5 talvez seja suficiente. Por outro lado, em solos com altos teores de matéria orgânica, há possibilidades de o efeito tóxico do AL deixar de existir em valores de pH menores que 5,5 devido às reações desse elemento com constituintes orgânicos. (Texto adaptado - V Seminário Catarinense de Iniciação Científica, Florianópolis, 17 e 18 de agosto de 1995. OLIVEIRA, L., ERNANI, P.R., NASCIMENTO, J.A. &, Faculdade de Agronomia da UDESC e APAGRI, Lages, SC. Adubação e calagem de forragem para produção de silagem, p.237) RESPONDA: Qual a classificação química dos elementos citados? Apresente algumas propriedades de cada um deles. 05. (UFMG) As sucessivas energias de ionização do nitrogênio estão representadas no gráfico. a) EXPLIQUE a variação observada nos valores de energia de ionização entre o primeiro e o quinto elétron. b) EXPLIQUE por que o valor da energia de ionização do sexto elétron é muito maior do que a do quinto. Dados: N (Z = 7) 06. (UEG) O gráfico a seguir indica a primeira variação do potencial de ionização, em função dos números atômicos. Analise o gráfico, consulte a tabela periódica e responda às questões a seguir: a) Considere os elementos Na, F e S. Coloque-os em ordem crescente de potencial de ionização. b) O gráfico mostra que os gases nobres apresentam altos ou baixos potenciais de ionização em relação aos seus números atômicos? Explique. 07. (UERJ) O comportamento químico e físico dos elementos tem relação direta com suas propriedades periódicas. Observe, no gráfico 1, parte das energias de ionização de um elemento representativo do terceiro período da tabela de classificação periódica. Observe, no gráfico 2, as afinidades eletrônicas de 48 elementos da tabela de classificação periódica. Considere que o elemento de menor número atômico representado pertence ao segundo período da tabela. Nomeie o elemento que corresponde ao gráfico 1, justificando sua resposta. Em seguida, identifique o grupo da tabela de classificação periódica ao qual pertencem os elementos do gráfico 2 que apresentam as quatro maiores afinidades eletrônicas. 08. (PUC-RS) Com relação à classificação periódica dos elementos, pode-se afirmar que o: a) hidrogênio é um metal alcalino localizado na 1ª coluna. b) nitrogênio é o elemento mais eletropositivo da 15ª coluna. c) sódio é o elemento mais eletronegativo do 3° período. d) mercúrio é um ametal líquido à temperatura ambiente. e) potássio tem maior raio atômico que o Br. 09. Responda ao que se pede utilizando a tabela abaixo, onde os elementos estão representados por letras que não correspondem aos seus símbolos reais. 1 18 2 13 14 15 16 17 I B C 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 D E H L M N G F J A a) Entre os elementos representados na família dos gases nobres, qual apresenta 1º potencial de ionização maior? b) Entre os elementos representados no 3º período, qual apresenta 1º potencial de ionização menor? c) Entre os elementos representados, qual o que apresenta 1ª afinidade eletrônica maior? d) Entre os elementos representados no 4º período, qual exige menor quantidade de energia para perder o 1º elétron? e) Entre os elementos representados, qual o que libera maior quantidade de energia pela entrada de 1elétron? f) Entre os elementos representados, qual o que possui átomos de maior tamanho? 10. (UFF) Considere a tabela abaixo, onde estão apresentados valores de energia de ionização (E.I.). Responda: a) Por que a 1ª E.I. do Na é menor do que a 1ª E.I. do Mg? b) Por que a 2ª E.I. do Na é maior do que a 2ª E.I. do Mg? GABARITO: 01. Resposta: Letra A - Döbereiner: organiza elementos com propriedades semelhantes em grupo de três, denominados tríades. - Chancourtois: coloca os elementos em forma de uma linha espiralada ao redor de um cilindro usando como critério a ordem crescente de massas atômicas. Essa classificação é conhecida como parafuso telúrico e é válido para elementos como número atômico inferior a 40. - Newlands: músico e cientista, agrupou os elementos em sete grupos de sete elementos, em ordem crescente das suas massas atômicas, de tal modo que as propriedades químicas se repetiam a cada 8 elementos. - Mendeleev: apresentou sua classificação periódica na qual ordenava os elementos em ordem de massas atômicas crescente. Na sua tabela apareciam lugares vagos que Mendeleyev admitiu corresponderem a elementos ainda não conhecidos. - Moseley: demonstra que a carga do núcleo do átomo é característica do elemento químico e se pode exprimir por um número inteiro. Designa esse número por número atômico e estabelece a lei periódica em função deste, que corresponde ao número de prótons que o átomo possui no seu núcleo. 02. a) O elemento que apresenta a maior energia de ionização é o X e o elemento de menor energia de afinidade é o Y. Pois X possui o menor raio atômico e Y apresenta maior raioatômico com apenas 2 elétrons na última camada. b) Ordem crescente de raio: Z, T, V ou V-1, Z+2 e T. Quando um átomo cede elétrons os elétrons restantes serão mais atraídos pelo núcleo (contração). Portanto, o raio fica menor. Quando um átomo recebe elétrons, os elétrons já existentes provocam uma certa repulsão. Portanto, o raio fica maior. Logo, o T como não recebe nem cede elétrons ficará entre Z e V. c) O elemento mais eletronegativo é o V porque tem maior facilidade de receber elétron para atingir a configuração de gás nobre. d) Os elementos que apresentam para o elétron mais energético o número quântico secundário=1 são: o T e o V, porque o elétron mais energético está no subnível p. 03. a) Rubídio, pois apresenta uma camada a mais. b) É um sólido, pois a ligação da fórmula é iônica. c) Devido ao aumento da nuvem eletrônica dos átomos. 04. Alumínio (Al) - metal (grupo 3A) é o metal mais abundante da crosta terrestre. É branco, brilhante e muito leve. Mn - elemento de transição (grupo 7B) é aplicado na obtenção de aços especiais. 05. a) A energia necessária para arrancar o 2º elétron é maior do que a necessária para o 1º e assim, sucessivamente. Ao Chegar no 5º elétron, o átomo em questão atinge a estabilidade e por isso, o salto de energia representado no gráfico. b) Mudanças para o nível mais interno. 06. a) F > S > Na. b) Podemos observar, de acordo com o gráfico, que a partir do argônio os potenciais de ionização assumem valores próximos com o aumento do número atômico. 07. Enxofre. O elemento deve possuir 6 elétrons em sua camada de valência, já que há uma descontinuidade entre a 6ª e a 7ª energia de ionização, indicando uma mudança de camada. grupo 17 (VII A). 08. Alternativa E. O Potássio (K) e o Bromo (Br) se localizam no mesmo período, só que em lados opostos: K na extremidade esquerda da tabela e Br na extremidade direita. Em um mesmo período, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda na tabela. a) (INCORRETA) hidrogênio não é um metal alcalino, é um gás. b) (INCORRETA) nitrogênio é o elemento mais eletronegativo da 15ª coluna. c) (INCORRETA) sódio é o elemento mais eletropositivo do 3° período. d) (INCORRETA) mercúrio é um METAL líquido à temperatura ambiente. 09. a) I (por ter menor Z) b) B (família 1-quer dar elétrons) c) H (família 17 (quer receber elétrons) e menor Z) d) L (família 1-quer dar elétrons) e) H (família 17 (maior afinidade eletrônica) e menor Z) f) A ( maior no de camadas) 10. a) Do Na para o Mg, ocorre aumento da carga nuclear, maior atração nuclear pelos elétrons de valência, logo maior E.I.. b) Na Na+ + 1e- Mg Mg+ + 1e- Após a retirada do 1º elétron, o Na atinge a configuração eletrônica do gás nobre Ne, desta forma, mais estável a espécie e, portanto maior EI, para a retirada do 2º elétron.