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Escola estadual josé maria de morais

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ESCOLA ESTADUAL JOSÉ MARIA DE MORAIS
GABRIEL DAVI
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
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  2. 2. Classificação periódica dos elementos A classificação periódica dos elementos é feita baseada na Tabela Periódica. A tabela periódica relaciona os elementos em linhas chamadas períodos e colunas chamadas grupos ou famílias, em ordem crescente de seus números atômicos. As fileiras horizontais na tabela periódica são chamadas períodos e as colunas verticais são chamadas grupos. A primeira coluna (grupo 1) da tabela periódica é a dos metais alcalinos e a última coluna (grupo 18) é a dos gases nobres. As propriedades dos elementos do mesmo grupo são semelhantes. Existem sete períodos e são: • 1º: Camada K • 2º: Camada L • 3º: Camada M • 4º: Camada N • 5º: Camada O • 6º: Camada P • 7º: Camada Q Na Tabela Periódica, os elementos químicos também podem ser classificados em conjuntos, chamados de séries químicas, de acordo com sua configuração eletrônica: • Elementos representativos: pertencentes aos grupos 1, 2 e dos grupos de 13 a 17. • Elementos (ou metais) de transição: pertencentes aos grupos de 3 a 12. • Elementos (ou metais) de transição interna: pertencentes às séries dos lantanídeos e dos actinídeos. • Gases nobres: pertencentes ao grupo 18. Além disso, podemos classificar os elementos de acordo com suas propriedades físicas nos seguintes grupos: Metais: Eles constituem a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, são maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio. Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho. Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química.
  3. 3. Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. A tabela periódica atual Em 1913 e 1914, o inglês Henry Moseley fez importantes descobertas trabalhando com uma técnica envolvendo raios X. Ele descobriu uma característica dos átomos que ficou conhecida como número atômico. Nesse momento, basta dizer que cada elemento químico possui um número que lhe é característico, o número atômico. Quando os elementos químicos são organizados em ordem crescente de número atômico, ocorre uma periodicidade nas suas propriedades, ou seja, repetem-se regularmente elementos com propriedades semelhantes. Essa regularidade da natureza é conhecida como lei periódica dos elementos. Outros cientistas aprimoraram as descobertas de Mendeleev e de Moseley. Esses aprimoramentos conduziram à moderna tabela periódica dos elementos, que aparecem na tabela abaixo.
  4. 4. Nela, as linhas horizontais são chamadas de períodos e as colunas (verticais) são denominadas grupos, ou famílias. Periodicidade das configurações eletrônicas Observação – O elemento hidrogênio, por apresentar diferenças em relação aos demais elementos de seu grupo, não pertence a família 1A (ou 1). Famílias B (3B a 2B) ou 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12 Abrangem os elementos chamados de transição. O último nível desses elementos geralmente apresenta dois elétrons, e o penúltimo de nove a dezoito elétrons (nível em transição crescente). Exemplos:  Escândio (Sc; 21): 2-8-9-2 (3B ou 3)  Titânio (Ti; 22): 2-8-10-2 (4B ou 4)  Ferro (Fe; 26): 2-8-14-2 (8B ou 8) Observações: 1. As famílias 1B (ou 11) e 2B (ou 12) são casos particulares, pois, embora possuam a configuração eletrônica de elementos representativos, apresentam propriedades químicas de elementos de transição. 2. Note que a primeira família é 3B para que haja concordância do número da família com a valência do elemento químico. Elementos de transição interna: lantanídeos e actinídeos
  5. 5. O último nível dos elementos de transição interna geralmente apresenta dois elétrons, e o penúltimo oito. O antepenúltimo cresce de 19 a 32 elétrons (nível interno em transição crescente). Exemplos:  Cério (Ce; 58): 2-8-18-20-8-2  Prasiodímio (Pr; 59): 2-8-18-21-8-2  Plutônio (Pu; 94): 2-8-18-32-24-8-2 O elemento de transição interna mais importante é o urânio, usado nos reatores atômicos para produção de energia elétrica, o qual substitui quantidades fantásticas de petróleo. Diferenciação dos três tipos de elementos por meio do último subnível Elementos representativos Podem terminar em subnível do tipo s (1A e 2A) ou do tipo p (3A a 8A), ambos pertencentes ao último nível de cada átomo (nível em crescimento). Exemplos:  12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 (período 3 e família 2A ou 2)  18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (período 3 e família 8A ou 18) Observe a tabela abaixo que contém a configuração dos vinte primeiros elementos da tabela. Elemento Z Configuração Número de elétrons na camada de valência Hidrogênio 1 1s1 1 Hélio 2 1s2 2 Lítio 3 1s2 2s1 1 Berílio 4 1s2 2s2 2 Boro 5 1s2 2s2 2p1 3 carbono 6 1s2 2s2 2p2 4 Nitrogênio 7 1s2 2s2 2p3 5 Oxigênio 8 1s2 2s2 2p4 6 Flúor 9 1s2 2s2 2p5 7 Neônio 10 1s2 2s2 2p6 8 Sódio 11 1s2 2s2 2p6 3s1 1 Magnésio 12 1s2 2s2 2p6 3s2 2
  6. 6. Alumínio 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3 Silício 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4 Fósforo 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 5 Enxofre 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 6 Cloro 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 Argônio 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 8 Potássio 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 1 Cálcio 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 2 A partir dessa tabela concluímos que, o neônio – Z = 10 e o argônio – Z = 18, contém 8 elétrons no último nível. Já o nitrogênio – Z = 7 e o fósforo – Z 15, possuem 5 elétrons no último nível. Podemos perceber que as configurações se repetem, depois de um intervalo de 8, isso ocorre conforme o número atômico aumenta. Portanto podemos chegar à conclusão de que a configuração eletrônica é considerada uma função periódica de todos os números atômicos. Elementos Químicos no cotidiano Aqui estão alguns dos elementos químicos que usamos no nosso cotidiano: Prata - utilizado em confecções de jóias e utensílios de luxo.
  7. 7. Flúor - está presente nos cremes dentais. Hidrogênio - forma compostos com a maioria dos elementos e está presente na água. Arsênio - utilizado em inseticidas. Plutônio - presente em armas nucleares. Carbono - pode ser encontrado em forma de diamante e de grafite.
  8. 8. Cloro - é aplicado principalmente no tratamento de águas, no branqueamento durante a produção de papel e na preparação de diversos compostos clorados. Diagrama de Linus Pauling A estrutura de um átomo é complexa e cheia de detalhes. Durante muitos anos, vários cientistas ao redor do mundo dedicaram parte de suas vidas para estudar a constituição de um átomo, criando modelos e teorias. Graças a isso, atualmente temos conhecimento sobre vários detalhes da constituição atômica:  Um núcleo com prótons e nêutrons – proposto por Rutherford e Chadwick, respectivamente;  Níveis de energia ou camadas eletrônicas – propostos por Bohr;  Subníveis de energia (sub-regiões dos níveis de energia) - propostos por Sommerfeld;  Orbitais atômicos (local de maior probabilidade de se encontrar um elétron) – propostos por Erwin Schröndinger. As regiões em torno do núcleo (níveis, subníveis e orbitais) têm grande relevância, pois, por intermédio do conhecimento dessas áreas, foi possível conhecer o fenômeno da fluorescência, a fosforescência, a forma como ocorre uma ligação química e alguns comportamentos físicos da matéria (magnetismo). Veja como as regiões do átomo estão organizadas:  Níveis O átomo apresenta um total de sete níveis, representados pelas letras K, L, M, N, O, P, Q, cada um com uma quantidade específica de energia.  Sub-níveis Cada nível apresenta uma quantidade específica de sub-níveis, que são representados apenas por quatro letras: s, p, d, f. K – 1 sub-nível (s) L – 2 sub-níveis (s, p)
  9. 9. M - 3 sub-níveis (s, p, d) N - 4 sub-níveis (s, p, d, f) O- 4 sub-níveis (s, p, d, f) P - 3 sub-níveis (s, p, d) Q - 2 sub-níveis (s, p)  Orbitais Cada sub-nível apresenta uma quantidade diferente de orbitais: s = 1 orbital p = 3 orbitais d = 5 orbitais f = 7 orbitais Observação: Em cada orbital, podemos encontrar, no máximo, dois elétrons. Assim, o número máximo de elétrons em um sub-nível é de: s = 2 elétrons p = 6 elétrons d = 10 elétrons f = 14 elétrons Tendo conhecimento de todas essas informações, o químico norte-americanoLinus Carl Pauling desenvolveu uma ferramenta para distribuir os elétrons de um átomo de forma mais prática no papel. Essa importante ferramenta foi denominada de diagrama de Linus Pauling. Nesse diagrama, temos a presença apenas de níveis e subníveis. Veja um esboço: Os traços em rosa e alaranjado estabelecem uma ordem de energia que percorre todo o diagrama. Essa ordem inicia no traço que passa em 1s e segue um percurso diagonal até chegar a 7p. Cada traço diagonal seguinte indica subníveis de mais energia que os do traço anterior. Sempre o subnível mais abaixo da mesma linha diagonal tem mais energia que o anterior. Assim:
  10. 10.  2s tem mais energia que 1s (presentes em traços diagonais diferentes);  4p tem mais energia que 3d (presentes no mesmo traço diagonal). Para realizar a distribuição de elétrons por meio do diagrama de Pauling, é necessário possuir o número de elétrons de um átomo qualquer, seguir os traços diagonais e respeitar a quantidade máxima de elétrons em cada subnível. Veja alguns exemplos:  Distribuição eletrônica a partir de Z = 20 (20 elétrons) Distribuição eletrônica de um átomo com 20 elétrons  Distribuição eletrônica a partir de Z = 59 (59 elétrons) Distribuição eletrônica de um átomo com 59 elétrons Com o diagrama de Linus Pauling, é possível desenvolver as seguintes tarefas:  Distribuir todos os elétrons de um átomo;  Prever as regiões de menor e maior energia do átomo (os elétrons distribuem-se no átomo de forma a ocupar áreas de menor energia sempre);  Prever o número de níveis de um átomo a partir de seu número atômico (Z);  Prever a classificação de qualquer átomo a partir de seu número atômico (Z).  Estabelecer o número de ligações que o átomo deve realizar para atingir sua estabilidade. Distribuição eletrônica de íons A distribuição eletrônica dos elétrons de um átomo no estado neutro ou fundamental é comumente realizada com o diagrama de Pauling, mostrado abaixo:
  11. 11. As regras detalhadas dessa distribuição podem ser encontradas nos dois textos seguintes em nosso site: “Distribuição eletrônica de elétrons” e “Regras de distribuição eletrônica”. A distribuição eletrônica de íons funciona inicialmente da mesma forma que a feita para átomos no estado neutro; com apenas uma diferença. Visto que um íon é um átomo que ganhou ou perdeu elétrons, devemos levar isso em consideração e fazer o seguinte: Uma observação importante é: a alteração é feita no subnível mais externo e não no mais energético. Se o íon for um cátion, devemos retirar os elétrons que ele perdeu. Vejamos um exemplo: O átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte distribuição eletrônica nos subníveis em ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Já quanto às camadas eletrônicas, temos: K = 2; L = 8; M = 14; N = 2.
  12. 12. Essa distribuição é mostrada no diagrama de Pauling abaixo: Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons, ele se transforma no cátion Fe2+. Assim, ao fazer a sua distribuição eletrônica temos que retirar 2 elétrons da última camada (N) e não do subnível mais energético, conforme mostrado abaixo: Desse modo, a distribuição eletrônica do cátion Fe2+ é dada por: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ou K = 2; L = 8; M = 14 Agora, se tivermos que realizar a distribuição eletrônica de um ânion, devemos acrescentar os elétrons que ele recebeu. Veja como se faz isso no exemplo a seguir:
  13. 13. O ânion enxofre (16S2-) é formado a partir do átomo de enxofre (16S) pelo ganho de 2 elétrons, conforme indicado pela carga 2-. Sua distribuição eletrônica no estado fundamental é dada por: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ou K = 2; L = 8; M = 6 Nesse caso, o último subnível é o mesmo que o subnível energético, o 3p. Assim, acrescentamos nele os dois elétrons do ânion enxofre: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou K = 2; L = 8; M = 8

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