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Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Por que organizar os elementos em uma tabela?

Quando você vai a uma biblioteca ou a uma loja que vende peças de automóveis ou no
almoxarifado de uma empresa e você solicita a pessoa que trabalha no local (a
bibliotecária, o atendente ou o almoxarife) um dos objetos (livro, peça ou um material
qualquer) estes conseguem localizá-lo rapidamente e lhe dar informações específicas
sobre o material solicitado. Como isso é possível? A resposta: todos os objetos estão
organizados e classificados em categorias e sub-categorias, definidas por afinidade. Os
livros de história estão próximos, as peças de freio estão próximas, etc. Isto torna a
localização muito mais fácil.


1. QUAIS AS PRIMEIRAS TENTATIVAS DE CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS?

Na unidade 1 você já estudou a estrutura básica dos átomos. A partir de agora você
começará a estudar que uma série de propriedades físicas e químicas dos elementos se
repetem periodicamente. No início do século dezenove muitos químicos já tinham
percebido que alguns elementos apresentavam propriedades similares e por isso
começaram a organizá-los em grupos. Veja alguns fatos importantes:

Os átomos apresentam duas regiões principais: núcleo e eletrosfera. No núcleo estão os prótons e
os nêutrons, na eletrosfera os elétrons.


a) Tríade de Döbereiner:

Em 1817 o cientista alemão Johann Wolfgang Döbereiner notou
que quando os elementos são colocados em ordem crescente de
suas massas atômicas, obtêm-se grupos de três elementos com
propriedades similares. Isto ficou conhecido como as tríades de
Döbereiner. A massa atômica do elemento central é
aproximadamente a média da massa atômica dos elementos
                                                                             J. W. Döbereiner
laterais.                                                                       (1780 – 1849)




                                               45
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




EXEMPLO:

                    Elemento               Símbolo                Massa atômica (A)
                      Lítio                    Li                          7
                      Sódio                    Na                          23
                    Potássio                   K                           39

                                          7 + 39                  Massa atômica do sódio
              massa atômica Na =                 = 23
                                            2

Esta lei foi abandonada, pois:

    •   Vários dos elementos conhecidos não podiam ser organizados em tríades.

    • Não produzia bons resultados quando um dos elementos laterais tinha massa
    atômica pequena e, o outro, massa atômica elevada.

Porém, o mérito das tríades foi fazer com que os químicos olhassem para                 Aproveite       e
                                                                                        teste isso para a
a possibilidade de organizar elementos em grupos.
                                                                                        tríade do Flúor,
                                                                                        Cloro e Bromo.


                     b) Lei das oitavas de Newlands:

                     Em 1864 o químico inglês John Alexander Newlands mostrou que
                     quando os elementos eram colocados em ordem crescente de massas
                     atômicas, as propriedades físicas e químicas do oitavo elemento eram
                     similares à do primeiro elemento. Veja como Newlands organizou os
J. A. Newlands       elementos conhecidos:
  (1837 – 1898)

Você sabe o nome de todos os elementos representados nas oitavas de Newlands? Não?
Então pesquise em uma Tabela Periódica! Você tem uma mais a frente, no texto.


                      Li        Be        B          C     N         O           F
                      (7)       (9)     (11)        (12)   (14)     (16)        (19)
                      Na       Mg        Aℓ          Si     P         S         Cℓ
                      (23)     (24)     (27)        (28)   (31)     (32)       (35,5)
                       K        Ca
                      (39)     (40)*

                    *massas atômicas aproximadas (em unidades de massas atômicas, u).




                                                     46
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Realmente, Li, Na e K possuem propriedades físicas e químicas semelhantes, como por
exemplo, todos são metais que reagem com água rapidamente.

Esta lei também foi abandonada, pois:

   •   Não foi válida para elementos com massa maior que a do Ca;

   • Novos elementos descobertos, como os gases nobres hélio (He), Neônio (Ne) e
   Argônio (Ar) não podem ser acomodados na tabela.

Novamente, a grande vantagem foi a tentativa de classificar os elementos conhecidos
em grupos com propriedades similares.

c) Tabela Periódica de Mendeleev:

Em 1869 o químico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev reuniu e estudou a
descrição detalhada (para a época, claro!) das propriedades dos 63
elementos conhecidos. No mesmo ano ele apresentou suas conclusões na
Sociedade Química Russa e também as publicou na revista alemã
‘Zeitschrift für chemie, nº 12, pg. 405’. Seu trabalho apresentava oito
conclusões, entre as quais destacamos:                                  D. I. Mendeleev
                                                                           (1843-1907)
       1. Os elementos, quando arranjados em ordem crescente de suas massas atômicas,
       exibem uma evidente periodicidade de suas propriedades.

       2. Espera-se a descoberta de elementos ainda desconhecidos, entre os quais
       elementos com propriedades semelhantes a do alumínio e do silício.

Em 1871 ele publicou uma versão melhorada de sua tabela, agrupando os elementos que
mostravam propriedades similares na mesma coluna vertical, chamadas de grupos. As
linhas horizontais foram chamadas de períodos. Uma adaptação de parte desta tabela está
mostrada abaixo.

               1
               H
               7        9        11       12       14       16       19
               Li      Be        B        C        N        O        F
               23      24        27       28       31       32      35,5
               Na      Mg        Aℓ       Si       P        S        Cℓ
               39      40                 48
                                  ?
               K       Ca                 Ti




                                          47
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Os elementos de cada grupo possuíam propriedades similares, como o         Se você tem dúvidas
ponto de fusão e a valência. Na sua tabela apareciam alguns vazios, os     em       relação     ao
elementos que ainda faltavam ser descobertos. Mendeleev foi hábil o        significado do termo
suficiente para prever as propriedades, como densidade, ponto de fusão     massa atômica (A),
e massa atômica, que estes elementos deveriam apresentar. Mendeleev e      número atômico (Z)
os demais químicos e cientistas da época acreditavam que as massas         retorne a Unidade 1 e
atômicas eram a propriedade mais fundamental de um elemento e,             reveja os conceitos.
portanto capaz de identificá-lo.

Uma previsão correta foi a do eka-alumínio, (eka poderia ser traduzido como ‘um após’).
Este elemento foi descoberto aproximadamente cinco anos após as previsões de
Mendeleev e realmente apresentava propriedades muito próximas às previstas por ele.
Outros fatos similares a este tornaram a classificação de Mendeleev muito popular e aceita
na época.

Mas a organização de Mendeleev também tinha problemas:

1) Por exemplo, seguindo a ordem crescente de massas, o telúrio (Te), que tem massa
atômica de aproximadamente 128, se localizaria em um grupo após o iodo (I), que tem
massa atômica aproximadamente 127. Nesta disposição, estes elementos pareciam estar
em colunas erradas, uma vez que as propriedades do iodo se assemelhavam muito mais
com a dos elementos do grupo onde estava o telúrio e vice-versa.

Mendeleev inverteu suas posições, para que os mesmos se situassem em grupos com
propriedades semelhantes. Porém com isto, a sua conclusão de que as propriedades dos
elementos eram funções periódicas de suas massas atômicas crescentes parecia estar
errada.

Mendeleev assumiu então que as massas atômicas destes elementos não tinham sido
determinadas corretamente. Mas novas medidas somente confirmaram que as massas
iniciais estavam corretas.

Consulte a Tabela periódica e encontre os valores atuais das massas atômicas do Te, I, Co,
Ni, Ar e do K.

2) Outra situação aconteceu quando se determinou corretamente as massas atômicas do
cobalto (Co), e do Níquel (Ni), ambas com massas de aproximadamente 59. Com a
descoberta de novos elementos esta situação se repetiu, como aconteceu quando se
descobriu o argônio (Ar) que tinha maior massa que o potássio (K).

Estas inconsistências levaram os cientistas a questionar o uso das massas atômicas como à
base da organização dos elementos.




                                            48
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




2. COMO ESTÁ ORGANIZADA A TABELA PERIÓDICA ATUAL?

Todas as inconsistências que começaram a surgir com a descoberta de novos elementos
foram resolvidas a partir de 1913. O que tem esta data de importante?

Foi nesta data que o físico inglês Henry Moseley, por meio da análise de espectro de raios
– x dos elementos, descobriu que todos os átomos de um mesmo elemento continham a
mesma carga nuclear e, portanto, o mesmo número de prótons, que dão o número atômico
do elemento. Para um átomo neutro, o número de prótons também indica o número de
elétrons ao redor do núcleo.

Rapidamente foi descoberto que as propriedades dos elementos apresentam um padrão
uniformemente repetitivo quando eles são organizados em ordem crescente do número
atômico e não da massa atômica. Assim a lei periódica atual é:


                       As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos.


Assim, os 111 elementos conhecidos estão organizados em ordem crescente dos números
atômicos e arranjado em linhas de comprimentos tais que permitem que elementos com
propriedades físicas e químicas semelhantes pertençam ao mesmo grupo (coluna), como
mostra a figura 1 a seguir, que representa uma Tabela Periódica.

Vamos analisar algumas características desta organização:

                             1                                                                                        18
                         1   H   2                                                           13   14   15   16   17
 número dos períodos




                         2                            número dos grupos
                         3              3    4    5    6    7    8        9   10   11   12
                         4
                         5
                         6
                         7




                                     Figura 1 - Representação da Tabela Periódica atual




                                                                     49
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




a) Somente o hidrogênio (H) e os elementos à direita da linha em negrito (mais escura) em
forma de escada são não–metais (ametais), todos os demais elementos são metais.

   • Um metal conduz eletricidade, tem brilho é maleável e         Maleável : que pode ser
   flexível.                                                       martelada até transformar-
                                                                   se em folhas finas.
                                                                   Flexível : que pode      ser
   • Um não – metal não conduz eletricidade não é maleável e       alongada em fios.
   nem flexível.


b) As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas de grupos ou famílias.


   •   Elas são numeradas em ordem crescente de 1 a 18.


   •   Algumas colunas recebem denominações específicas:

       −     Grupo 1: metais alcalinos

       −     Grupo 2: metais alcalinos terrosos

       −     Grupo 16: calcogênios

       −     Grupo 17: halogênios

       −     Grupo 18: gases nobres


   • O hidrogênio (H) é diferente de todos os outros elementos e atualmente há uma
   tendência de colocá-lo como um grupo isolado.


   • O número do grupo está relacionado com o número de elétrons que estão nas
   camadas de valência dos átomos. Podemos considerar que os elementos dos grupos de
   1 a 12 têm, respectivamente 1 a 12 elétrons de valência.




                                           50
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




   •    VEJA ESTE EXEMPLO: Magnésio (Mg) : Nº atômico 12 ( Z = 12)


       distribuição eletrônica: camadas:
       nº de elétrons na camada:
          dois elétrons na camada de valência: grupo 2                                M
                                                                                     L
                                                                                 K
          veja a representação da distribuição eletrônica
                     do magnésio em camadas



Os elementos dos grupos 13 a 18 têm respectivamente 3 a 8 elétrons de valência.



                                                                                 Para os grupos de
   •    VEJA ESTE EXEMPLO: Oxigênio (O), nº atômico 8 (Z = 8)                    13 a 18, o número
                                                                                 de elétrons de
       distribuição eletrônica nas camadas:                                      valência é dado
       nº de elétrons nas camada:                                                por :
                                                                                 Nº do grupo - 10.
       seis elétrons na camada de valência : grupo 16                        L
                                                                         K
          veja a representação da distribuição eletrônica
                     do oxigênio em camadas



c) As linhas horizontais são chamadas de períodos e são numeradas de cima para baixo.

   • O número do período corresponde ao número de camadas ocupadas pelos
   elétrons. Veja:



            19K   = 1s2   2s2       2p6   3s2       3p6   4s1

                    K           L               M         N     4 camadas, 4º período




                                                    51
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




d) Os dois agrupamentos destacados da tabela (indicados pelas linhas pontilhadas),
também recebem nomes específicos.

                                                                    Lantanídeos são os
   • Os elementos do grupo superior são chamados de
                                                                    elementos cuja a série
   Lantanídeos
                                                                    começa pelo Lantânio.
                                                                    Actnídeos são os
   • Os elementos do grupo inferior são chamados de                 elementos cuja a série
   Actinídeos.                                                      começa pelo Actníneo.


e) Todos os elementos que ocorrem após o urânio (transurânicos) são artificiais isto é, não
ocorrem na natureza. Quantidades muito pequenas (algumas vezes apenas algumas
dezenas de átomos) desses elementos foram produzidas em laboratório.


APLICAÇÃO: A qual período e grupo pertence um elemento com a seguinte configuração
eletrônica: K = 2, L = 8, M = 18, = N = 7?

Resposta: Podemos ver que a última camada deste elemento é a N, portanto ele pertence
ao 4º período. Na última Camada ele tem um total de sete elétrons, assim pertence ao
grupo 17 da tabela periódica. Reunindo estas informações e consultando a tabela
periódica, chegamos a conclusão que se trata do elemento Bromo (Br).


3. QUATRO PROPRIEDADES IMPORTANTES DOS ELEMENTOS


Para que se possa utilizar adequadamente a tabela periódica e entender corretamente
vários aspectos das características físicas e químicas dos átomos é necessário que você
entenda algumas propriedades fundamentais.

Neste tópico iremos definir quatro propriedades periódicas importantes : raio atômico,
energia de ionização, afinidade eletrônica e eletronegatividade. Elas são importantes
para se entender, por exemplo, ligação química, o próximo tópico a ser estudado. Além
disso, várias características do comportamento químico também estão relacionadas a elas.

Observe o esquema a seguir:



 Número         Propriedades        Tipos de Ligação               Propriedades
 Atômico          Atômicas             e Estrutura              Físicas e Químicas




                                            52
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




3.1 QUAL O TAMANHO DOS ÁTOMOS?

Podemos responder a esta pergunta, assumindo que os átomos são esféricos. Assim, se
conhecemos o raio da esfera podemos saber qual o tamanho dos átomos.

Como os átomos não são como esferas rígidas eles não têm limites muito bem definidos.
Para resolver isto fazemos uma medida da distância entre dois núcleos de átomos
idênticos e dividimos o resultado por dois. Com isto obtemos o raio atômico (r).



Raio atômico: a metade da distância entre os núcleos de dois átomos idênticos e vizinhos.



a) Como o raio atômico varia através da tabela periódica?

O raio atômico cresce de cima para baixo nos grupos e da direita para a esquerda nos
períodos, conforme mostrado abaixo na figura 2.




                   Figura 2 – Variação do raio atômico na Tabela Periódica



b) Por que o raio atômico varia desta forma na tabela?

   • Nos grupos, o raio atômico aumenta de cima para baixo porque aumenta o número
   de camadas. Lembre-se, quanto maior o período em que está o elemento, maior o
   número de camdas que ele contem.

   • Nos períodos, a medida que o número atômico aumenta, o número de camadas
   permanece o mesmo, mas a carga nuclear (o número de prótons no núcleo) aumenta, o
   que faz com que a atração do núcleo sobre os elétrons de todas as camadas aumente.
   Isto atrai mais intensamente os elétrons e, por isso, o átomo tem um raio menor.




                                             53
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Veja o esquema representado na Figura 3.


                                               Grupo 1




                                               Lítio: 2;1                       Raio diminui através do período
período




                                             Sódio: 2;8;1 Magnésio: Alumínio:    Silício: Fósforo   Enxofre   Cloro   Argônio
                                                            2;8;2     2;8;3       2;8;4    2;8;5     2;8;6    2;8;7    2;8;8




                                             Potássio: 2;8;8;1
          Raio aumenta descendo nos grupos




                                             Rubídio: 2;8;18;8;1




                                             Césio: 2;8;18;18;8;1




                                             Frâncio: 2;8;18;32;18;8;1



                                                 Figura 3 – Influência do número de camadas e carga nuclear no raio atômico




                                                                                    54
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Por causa destas características, você pode notar facilmente a variação periódica do raio
através do gráfico apresentado na Figura 4. Neste gráfico no eixo horizontal os elementos
estão colocados em ordem crescente do número atômico, e no eixo vertical estão colocados
os valores dos raios atômicos determinados como mencionado acima.


                                            300
                                                                                        Cs                   Fr          Observação:
                                                                              Rb                                               p (pico) = 10-12
                                            250
                                                                    K
                                                                                                                         Então :
                                                                                              Eu
                                                           Na                                      Yb                    r Na = 190.10-12 m = 190 pm
                        raio atômico (pm)




                                            200                                                                   Am

                                                      Li
                                            150

                                                                                        I
                                            100                               Br
                                                               Cl

                                            50             F

                                                  0                 20             40        60         80         100
                                                                          número atômico (Z)


                        Figura 4 – Variação periódica do raio atômico




APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior
raio atômico? Por quê?

Resposta: No canto inferior esquerdo, próximo ao césio. Porque o raio atômico aumenta
ao se descer nos grupos por causa do aumento do número de camadas e aumenta da
direita para a esquerda por causa da menor carga nuclear e, portanto da menor atração
que sofrem os elétrons da última camada.


3.2 O QUE É ENERGIA DE IONIZAÇÃO?

Você já viu na unidade 1 que os átomos podem perder um ou mais elétrons
formando cátions. Para os átomos perderem tais elétrons, é necessário Em                                                               alguns
                                                                        livros                                                            você
romper a atração entre os elétrons e o núcleo.
                                                                                                                              pode encontrar
                                                                                                                              o         termo
Para se medir corretamente o valor desta energia, os elétrons dos átomos                                                      Potencial     de
não podem estar sob qualquer influência externa ao átomo. Por isto                                                            Ionização.
podemos propor a seguinte definição para energia de ionização:




                                                                         55
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Energia de Ionização: é a energia mínima necessária para retirar o elétron mais
fracamente ligado de um átomo isolado e no estado gasoso.

                                                                             Lembre-se: 1 mol
Por exemplo, se você tiver um mol de átomos de alumínio (6,02—1023           corresponde       a
                                                                             6,02x1023 unidades,
átomos de alumínio) no estado gasoso (g) você precisará fornecer 577
                                                                             da mesma forma
kJ de energia para retirar o elétron mais fracamente ligado de cada
                                                                             que     1     dúzia
átomo.                                                                       corresponde a doze
                                                                             unidades.




 1 mol Aℓ (g) + 577 kJ → 1 mol Aℓ+(g) + 1 mol e−
 Cada átomo         Energia            Cada      íon     Um elétron
 neutro tem 13      absorvida          positivo          retirado de          É    claro que
 prótons e 13       por 1 mol          (cátion) tem      cada átomo           também existem
 elétrons           de átomos          13 prótons e      fazendo um           nêutrons   nos
                                       12 elétrons       total e um           átomos
                                                         mol      de
                                                         elétrons




Quanto mais afastado do núcleo, mas fracamente os elétrons estão ligados, por isso o
elétron retirado está sempre na última camada.


a) Como a energia de ionização varia na Tabela Periódica?

A energia de ionização cresce de baixo para cima nos grupos e da esquerda para a direita
nos períodos, como mostrado na Figura 5.




                 Figura 5 – Variação da Energia de Ionização na Tabela Periódica




                                               56
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




b) Por que a energia de ionização varia desta forma?

Antes de responder diretamente esta pergunta, compare as figuras 2 e 5. Note que as
tendências são opostas! Sim, raio e energia de ionização variam de maneira oposta. Por
quê? Como já mencionamos: ´Quanto mais afastado do núcleo, mas fracamente os
elétrons estão ligados, por isso o elétron retirado está sempre na última camada.`

Nos grupos o raio diminui de baixo para cima, assim os elétrons estão mais próximos do
núcleo e por isto são atraídos com maior intensidade. Desta forma é necessário mais
energia para romper a atração e a energia de ionização aumenta de baixo para cima!

Nos períodos, o raio diminui da esquerda para a direita, assim os elétrons estão mais
próximos ao núcleo como já mencionado. Por isto, a energia de ionização cresce da
esquerda para a direita!

A Figura 6 mostra um gráfico evidenciando a periodicidade. Novamente no eixo
horizontal estão colocados os elementos em ordem crescente de número atômico e no eixo
vertical os valores das energias de ionização.

                                                     2500   He

                                                                 Ne
                     Energia de Ionização (kJ/mol)




                                                     2000


                                                                      Ar
                                                     1500                    Kr
                                                                                    Xe
                                                            H                                        Rn
                                                     1000



                                                     500
                                                            Li Na
                                                                  K         Rb      Cs               Fr

                                                       0
                                                            0         20      40         60     80        100
                                                                           Número atômico (Z)


                    Figura 6 – Variação periódica da Energia de Ionização




                                                                            57
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




OBSERVAÇÃO: Sempre que se retira um elétron de um átomo o núcleo atrai os demais
elétrons com maior intensidade, por isto o cátion tem um raio sempre menor que o do
correspondente átomo neutro.



       Exemplo:                   R = 2,35 Å                   r = 1,60 Å

    RAIO ÁTOMO NEUTRO                                                 RAIO CÁTION
            K                                                              K+

APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior
potencial de ionização?

Resposta: No canto superior direito, próximos ao flúor. Isto se dá porque quanto menor o
raio atômico, mais fortemente o elétron está atraído pelo núcleo e mais difícil de se retirá-
lo.


3.3 COMO PODEMOS DEFINIR AFINIDADE ELETRÔNICA?


Na unidade 1 já foi mencionado que átomos podem receber elétrons e formar ânions.
Uma forma de quantificar a tendência de um átomo receber elétrons é através da medida
da energia envolvida quando um átomo recebe um elétron.



Afinidade Eletrônica: é a troca de energia quando um átomo isolado na fase gasosa
recebe um elétron.




ATENÇÃO:

Compare esta definição com a definição de energia de ionização. Na energia de ionização
diz-se que « ...energia mínima necessária.. », implicando que sempre é necessário fornecer
energia para retirar o elétron. Na afinidade eletrônica emprega-se « ...troca... » de energia.
O que isto significa? Vamos responder isto com dois exemplos.




                                               58
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




EXEMPLOS:


1º) Vamos analisar uma equação que indica o que acontece quando um mol de átomos de
flúor (F) isolados e no estado gasoso recebem um mol de elétrons (1 elétron para cada
átomo de flúor):



              1 mol F(g) + 1 mol e− → 1 mol F −(g) + 328 kJ
              Cada átomo                        Cada íon         Energia liberada quando 1
              neutro tem 9                      negativo         mol de elétrons é adicionado
              prótons e 9                       contem 9         a um mol de átomos de flúor
              elétrons                          prótons e        ( 1 elétron para cada átomo).
                                                10 elétrons



Esta equação está indicando que estão sendo liberados para o ambiente 328 kJ de energia
quando se adiciona 1 mol elétrons em 1 mol de átomos de flúor.



2º) Analisemos a equação dada a seguir, para a adição de 1 mol de elétrons para 1 mol de
átomos de nitrogênio:




                 1 mol N(g) + 1 mol e− + 6,75 kJ → 1 mol N −(g)
                Cada      átomo             Energia necessária     Cada ânion
                neutro contém 7             para adicionar 1       contem    7
                prótons e 7                 elétron para cada      prótons e 8
                elétrons (além,             átomo neutro           elétrons
                obviamente de
                nêutrons)



Esta equação indica que são necessários 6,75 kJ de energia para se adicionar 1 mol de
elétrons a um mol de átomos de nitrogênio isolados e no estado gasoso (1 elétron para
cada átomo).




                                          59
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




Agora sim, entendemos porque na definição de afinidade eletrônica usamos o termo
« ...troca... » de energia. Alguns átomos liberam energia quando recebem elétrons. Outros
átomos precisam absorver energia para isto.

É comum dizermos que átomos apresentam elevada afinidade eletrônica quando liberam
valores relativamente altos de energia. Já átomos que liberam pouca energia ou precisam
absorvê-la para receberem elétrons são ditos de baixa afinidade eletrônica.



a) Como a afinidade eletrônica varia através da tabela periódica?

A afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita ao longo dos períodos e de
baixo para cima nos grupos, como representado na figura 7.

Costuma-se não incluir nesta tendência os gases nobres (elementos do grupo 18,
localizado na coluna em destaque à direita), pois eles demonstram afinidade eletrônica
muito baixa, isto é, precisam absorver muita energia para receber 1 elétron.




            Figura 7 – Variação da afinidade eletrônica ao longo da tabela periódica




b) Por que a afinidade eletrônica varia desta forma?

Porque o elétron adicionado entra na última camada. Quando mais próxima do núcleo
estiver a última camada, maior será a atração e por isto maior a afinidade eletrônica.
Portanto, de forma geral, quando menor o raio atômico maior a afinidade eletrônica.




                                              60
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




OBSERVAÇÃO: Sempre que se adiciona um elétron de um átomo o núcleo todos os
elétrons com menor intensidade, por isto o ânion tem um raio sempre maior que o do
correspondente átomo neutro.




Exemplo :                   r = 1,67 Å                R = 0,99 Å

            RAIO ÂNION                                   RAIO ÁTOMO NEUTRO
                Cℓ−                                              Cℓ


APLICAÇÃO: Em que região da tabela estão localizados os elementos de maior afinidade
eletrônica Por quê?

Resposta: Estão localizados no canto superior direito, próximos do flúor. É que nesta
região estão os elementos de menor raio e a afinidade eletrônica aumenta conforme o raio
diminui, pois os elétrons adicionados entram em camadas que sofrem uma maior atração
da carga nuclear.


3.4 COMO PODEMOS DEFINIR ELETRONEGATIVIDADE?


Diferente do que acontece com as outras propriedades periódicas, existem
várias definições de eletronegatividade. Porém nós iremos estudar a
primeira e mais popular de todas: a eletronegatividade definida por Linus
Pauling.

A definição de eletronegatividade dada por Pauling pode ser enunciada         Linus Pauling
como:                                                                           1901-1994




Eletronegatividade: é a tendência de um átomo de um elemento atrair elétrons para si
quando ele faz parte de um composto.



Note que nesta propriedade, diferente do que acontece com energia de ionização e
afinidade eletrônica, o átomo em questão não está isolado, e sim fazendo ligação química
com outros átomos.




                                          61
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




a) Por que Pauling definiu eletronegatividade desta forma?

Porque Pauling propôs sua definição de eletronegatividade quando estudava a energia
necessária para romper ligações químicas entre átomos. Para explicar suas observações ele
propôs que os átomos não compartilhavam os elétrons de forma igualitária, criando o
conceito de eletronegatividade explicitado acima.

Pelo mesmo motivo, os valores de eletronegatividade de Pauling não são absolutos e sim
relativos à atração que cada átomo exerce sobre os elétrons. Em função disto, foi
necessário se estabelecer um valor de referência, a partir do qual todos os demais valores
serão expressos. Alguns livros atribuem valor 4,0 para o átomo de flúor, e a
eletronegatividade dos demais são relativas a este valor. Alguns outros livros dão como
referência o H, com eletronegatividade de 2,20.

Os dois valores produzem escalas muito próximas. Por exemplo, assumindo que o H tem
eletronegatividade de 2,20, a do flúor (F) é de 3,98. Tomando como referência o flúor com
valor de 4,00 o hidrogênio teria eletronegatividade de 2,10.

Pelo mesmo motivo, os elementos do grupo 18 (gases nobres) não são incluídos
normalmente na escala de eletronegatividade de Pauling. São conhecidos compostos
estáveis somente com xenônio. Se a maioria dos gases nobre não forma compostos não é
possível medir a atração destes átomos sobre os elétrons!



b) Como a eletronegatividade varia através da tabela periódica?

Ela cresce da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nos grupos, como
mostrado na Figura 8.




             Figura 8 – Variação da eletronegatividade através da tabela periódica.




                                              62
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




c) Por que a eletronegatividade varia desta forma?

Porque átomos com maior capacidade de atrair os elétrons são os que têm maior afinidade
eletrônica, menor raio e a maior energia de ionização.

A variação periódica da eletronegatividade pode ser observada a partir do gráfico da
figura 9.



                                                                     F
                                                         4.0


                                                         3.5
                                                                           Cl
                         Eletronegatividade de Pauling




                                                                                     Br
                                                         3.0
                                                                                               I
                                                         2.5                                             At
                                                               H
                                                         2.0


                                                         1.5
                                                                                                                        Cm
                                                         1.0
                                                                   Li Na
                                                                            K        Rb        Cs
                                                         0.5                                                       Fr

                                                               0            20            40        60        80        100
                                                                                     Núm ero atôm ico


                     Figura 9 – Variação periódica da eletronegatividade




APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior
eletronegatividade? Por quê?

Resposta: Estão localizados no canto superior direito, próximos ao flúor, pois é nesta área
onde estão dispostos os elementos com o menor raio atômico e os maiores valores de
afinidade eletrônica e energia de ionização.




                                                                                63
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




EXERCÍCIOS:


1. (UFPA -2004) Em relação à tabela periódica atual é correto afirmar que:

(A) Cada linha horizontal corresponde a uma família e cada linha vertical corresponde a
    um período.
(B) Em sua forma compacta, a tabela apresenta 18 grupos que podem ser numerados de
    1 a 18, da esquerda para a direita.
(C) Fe, Co e Ni são classificados como elementos representativos por localizarem-se no
    quarto período da tabela.
(D) Os elementos de maior energia de ionização localizam-se no canto inferior esquerdo
    da tabela.
(E) O gás cloro, Cℓ2, é constituído por átomos pertencentes à família dos gases nobres.


2. (UFSC) Cada elemento químico tem associado ao seu nome o símbolo que o representa.
Escolha a(s) opção(ões) que associa(m) corretamente o(s) nome(s) e símbolo(s)

01. S = enxofre,      F = flúor
02. Ag = prata,       O = oxigênio
03. Pb = chumbo,      Po = potássio
04. C = carbono,      Au = ouro
05. N = nitrogênio,   H = hélio
06. Fe = ferro,       Na = sódio
07. Hg = mercúrio,    P = polônio


3. Em relação ao ferro e oxigênio podemos afirmar que pertencem, respectivamente, aos
grupos dos:

(A) metais de transição interna e halogênios
(B) metais alcalinos terrosos e calcogênios
(C) metais de transição e gases nobres
(D) metais de transição e calcogênios
(E) metais alcalinos e halogênios.




                                              64
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




4. (FAFI-MG) A propriedade periódica que apresenta a variação mostrada abaixo é:

(A) eletronegatividade
(B) raio atômico




                                  aumenta
(C) densidade
(D) volume atômico
(E) massa atômica


5. (ITA-SP) Em relação ao tamanho dos átomos e íons são feitas as afirmações seguintes:

I) O Cℓ-(g) é menor do que o Cℓ (g).
II) O Na1+(g) é menor do que o Na(g).
III) O Ca2+(g) é maior do que o Mg2+(g)
IV) O Cℓ (g) é maior do que o Br(g).

Das afirmações anteriores estão corretas apenas:

(A) II
(B) I e II
(C) II e III
(D) I, III e IV
(E) II, III e IV

6. (UCSal-BA) Na transformação Na(g) + E           Na1+(g) + e-, E representa:

(A) eletroafinidade
(B) calor de solvatação
(C) calor latente de vaporização
(D) energia reticular
(E) energia de ionização

7. (VUNESP-SP) A energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro
gasoso é chamada de:

(A) entalpia de formação
(B) afinidade eletrônica
(C) eletronegatividade
(D) energia de ionização
(E) energia de ligação




                                              65
Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos




8. Na Tabela periódica, os grupos que apresentam os elementos com a menor
eletronegatividade de Pauling (os mais eletropositivos) são os:

(A) Gases nobres
(B) Halogênios
(C) Calcogênios
(D) Metais alcalinos terrosos
(E) Metais alcalinos


RESPOSTAS:


1–B
2 – 1, 2, 4, 6
3–D
4–B
5–C
6–E
7–B
8–E




                                             66

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  • 1. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Por que organizar os elementos em uma tabela? Quando você vai a uma biblioteca ou a uma loja que vende peças de automóveis ou no almoxarifado de uma empresa e você solicita a pessoa que trabalha no local (a bibliotecária, o atendente ou o almoxarife) um dos objetos (livro, peça ou um material qualquer) estes conseguem localizá-lo rapidamente e lhe dar informações específicas sobre o material solicitado. Como isso é possível? A resposta: todos os objetos estão organizados e classificados em categorias e sub-categorias, definidas por afinidade. Os livros de história estão próximos, as peças de freio estão próximas, etc. Isto torna a localização muito mais fácil. 1. QUAIS AS PRIMEIRAS TENTATIVAS DE CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS? Na unidade 1 você já estudou a estrutura básica dos átomos. A partir de agora você começará a estudar que uma série de propriedades físicas e químicas dos elementos se repetem periodicamente. No início do século dezenove muitos químicos já tinham percebido que alguns elementos apresentavam propriedades similares e por isso começaram a organizá-los em grupos. Veja alguns fatos importantes: Os átomos apresentam duas regiões principais: núcleo e eletrosfera. No núcleo estão os prótons e os nêutrons, na eletrosfera os elétrons. a) Tríade de Döbereiner: Em 1817 o cientista alemão Johann Wolfgang Döbereiner notou que quando os elementos são colocados em ordem crescente de suas massas atômicas, obtêm-se grupos de três elementos com propriedades similares. Isto ficou conhecido como as tríades de Döbereiner. A massa atômica do elemento central é aproximadamente a média da massa atômica dos elementos J. W. Döbereiner laterais. (1780 – 1849) 45
  • 2. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos EXEMPLO: Elemento Símbolo Massa atômica (A) Lítio Li 7 Sódio Na 23 Potássio K 39 7 + 39 Massa atômica do sódio massa atômica Na = = 23 2 Esta lei foi abandonada, pois: • Vários dos elementos conhecidos não podiam ser organizados em tríades. • Não produzia bons resultados quando um dos elementos laterais tinha massa atômica pequena e, o outro, massa atômica elevada. Porém, o mérito das tríades foi fazer com que os químicos olhassem para Aproveite e teste isso para a a possibilidade de organizar elementos em grupos. tríade do Flúor, Cloro e Bromo. b) Lei das oitavas de Newlands: Em 1864 o químico inglês John Alexander Newlands mostrou que quando os elementos eram colocados em ordem crescente de massas atômicas, as propriedades físicas e químicas do oitavo elemento eram similares à do primeiro elemento. Veja como Newlands organizou os J. A. Newlands elementos conhecidos: (1837 – 1898) Você sabe o nome de todos os elementos representados nas oitavas de Newlands? Não? Então pesquise em uma Tabela Periódica! Você tem uma mais a frente, no texto. Li Be B C N O F (7) (9) (11) (12) (14) (16) (19) Na Mg Aℓ Si P S Cℓ (23) (24) (27) (28) (31) (32) (35,5) K Ca (39) (40)* *massas atômicas aproximadas (em unidades de massas atômicas, u). 46
  • 3. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Realmente, Li, Na e K possuem propriedades físicas e químicas semelhantes, como por exemplo, todos são metais que reagem com água rapidamente. Esta lei também foi abandonada, pois: • Não foi válida para elementos com massa maior que a do Ca; • Novos elementos descobertos, como os gases nobres hélio (He), Neônio (Ne) e Argônio (Ar) não podem ser acomodados na tabela. Novamente, a grande vantagem foi a tentativa de classificar os elementos conhecidos em grupos com propriedades similares. c) Tabela Periódica de Mendeleev: Em 1869 o químico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev reuniu e estudou a descrição detalhada (para a época, claro!) das propriedades dos 63 elementos conhecidos. No mesmo ano ele apresentou suas conclusões na Sociedade Química Russa e também as publicou na revista alemã ‘Zeitschrift für chemie, nº 12, pg. 405’. Seu trabalho apresentava oito conclusões, entre as quais destacamos: D. I. Mendeleev (1843-1907) 1. Os elementos, quando arranjados em ordem crescente de suas massas atômicas, exibem uma evidente periodicidade de suas propriedades. 2. Espera-se a descoberta de elementos ainda desconhecidos, entre os quais elementos com propriedades semelhantes a do alumínio e do silício. Em 1871 ele publicou uma versão melhorada de sua tabela, agrupando os elementos que mostravam propriedades similares na mesma coluna vertical, chamadas de grupos. As linhas horizontais foram chamadas de períodos. Uma adaptação de parte desta tabela está mostrada abaixo. 1 H 7 9 11 12 14 16 19 Li Be B C N O F 23 24 27 28 31 32 35,5 Na Mg Aℓ Si P S Cℓ 39 40 48 ? K Ca Ti 47
  • 4. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Os elementos de cada grupo possuíam propriedades similares, como o Se você tem dúvidas ponto de fusão e a valência. Na sua tabela apareciam alguns vazios, os em relação ao elementos que ainda faltavam ser descobertos. Mendeleev foi hábil o significado do termo suficiente para prever as propriedades, como densidade, ponto de fusão massa atômica (A), e massa atômica, que estes elementos deveriam apresentar. Mendeleev e número atômico (Z) os demais químicos e cientistas da época acreditavam que as massas retorne a Unidade 1 e atômicas eram a propriedade mais fundamental de um elemento e, reveja os conceitos. portanto capaz de identificá-lo. Uma previsão correta foi a do eka-alumínio, (eka poderia ser traduzido como ‘um após’). Este elemento foi descoberto aproximadamente cinco anos após as previsões de Mendeleev e realmente apresentava propriedades muito próximas às previstas por ele. Outros fatos similares a este tornaram a classificação de Mendeleev muito popular e aceita na época. Mas a organização de Mendeleev também tinha problemas: 1) Por exemplo, seguindo a ordem crescente de massas, o telúrio (Te), que tem massa atômica de aproximadamente 128, se localizaria em um grupo após o iodo (I), que tem massa atômica aproximadamente 127. Nesta disposição, estes elementos pareciam estar em colunas erradas, uma vez que as propriedades do iodo se assemelhavam muito mais com a dos elementos do grupo onde estava o telúrio e vice-versa. Mendeleev inverteu suas posições, para que os mesmos se situassem em grupos com propriedades semelhantes. Porém com isto, a sua conclusão de que as propriedades dos elementos eram funções periódicas de suas massas atômicas crescentes parecia estar errada. Mendeleev assumiu então que as massas atômicas destes elementos não tinham sido determinadas corretamente. Mas novas medidas somente confirmaram que as massas iniciais estavam corretas. Consulte a Tabela periódica e encontre os valores atuais das massas atômicas do Te, I, Co, Ni, Ar e do K. 2) Outra situação aconteceu quando se determinou corretamente as massas atômicas do cobalto (Co), e do Níquel (Ni), ambas com massas de aproximadamente 59. Com a descoberta de novos elementos esta situação se repetiu, como aconteceu quando se descobriu o argônio (Ar) que tinha maior massa que o potássio (K). Estas inconsistências levaram os cientistas a questionar o uso das massas atômicas como à base da organização dos elementos. 48
  • 5. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos 2. COMO ESTÁ ORGANIZADA A TABELA PERIÓDICA ATUAL? Todas as inconsistências que começaram a surgir com a descoberta de novos elementos foram resolvidas a partir de 1913. O que tem esta data de importante? Foi nesta data que o físico inglês Henry Moseley, por meio da análise de espectro de raios – x dos elementos, descobriu que todos os átomos de um mesmo elemento continham a mesma carga nuclear e, portanto, o mesmo número de prótons, que dão o número atômico do elemento. Para um átomo neutro, o número de prótons também indica o número de elétrons ao redor do núcleo. Rapidamente foi descoberto que as propriedades dos elementos apresentam um padrão uniformemente repetitivo quando eles são organizados em ordem crescente do número atômico e não da massa atômica. Assim a lei periódica atual é: As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Assim, os 111 elementos conhecidos estão organizados em ordem crescente dos números atômicos e arranjado em linhas de comprimentos tais que permitem que elementos com propriedades físicas e químicas semelhantes pertençam ao mesmo grupo (coluna), como mostra a figura 1 a seguir, que representa uma Tabela Periódica. Vamos analisar algumas características desta organização: 1 18 1 H 2 13 14 15 16 17 número dos períodos 2 número dos grupos 3 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4 5 6 7 Figura 1 - Representação da Tabela Periódica atual 49
  • 6. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos a) Somente o hidrogênio (H) e os elementos à direita da linha em negrito (mais escura) em forma de escada são não–metais (ametais), todos os demais elementos são metais. • Um metal conduz eletricidade, tem brilho é maleável e Maleável : que pode ser flexível. martelada até transformar- se em folhas finas. Flexível : que pode ser • Um não – metal não conduz eletricidade não é maleável e alongada em fios. nem flexível. b) As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas de grupos ou famílias. • Elas são numeradas em ordem crescente de 1 a 18. • Algumas colunas recebem denominações específicas: − Grupo 1: metais alcalinos − Grupo 2: metais alcalinos terrosos − Grupo 16: calcogênios − Grupo 17: halogênios − Grupo 18: gases nobres • O hidrogênio (H) é diferente de todos os outros elementos e atualmente há uma tendência de colocá-lo como um grupo isolado. • O número do grupo está relacionado com o número de elétrons que estão nas camadas de valência dos átomos. Podemos considerar que os elementos dos grupos de 1 a 12 têm, respectivamente 1 a 12 elétrons de valência. 50
  • 7. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos • VEJA ESTE EXEMPLO: Magnésio (Mg) : Nº atômico 12 ( Z = 12) distribuição eletrônica: camadas: nº de elétrons na camada: dois elétrons na camada de valência: grupo 2 M L K veja a representação da distribuição eletrônica do magnésio em camadas Os elementos dos grupos 13 a 18 têm respectivamente 3 a 8 elétrons de valência. Para os grupos de • VEJA ESTE EXEMPLO: Oxigênio (O), nº atômico 8 (Z = 8) 13 a 18, o número de elétrons de distribuição eletrônica nas camadas: valência é dado nº de elétrons nas camada: por : Nº do grupo - 10. seis elétrons na camada de valência : grupo 16 L K veja a representação da distribuição eletrônica do oxigênio em camadas c) As linhas horizontais são chamadas de períodos e são numeradas de cima para baixo. • O número do período corresponde ao número de camadas ocupadas pelos elétrons. Veja: 19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 K L M N 4 camadas, 4º período 51
  • 8. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos d) Os dois agrupamentos destacados da tabela (indicados pelas linhas pontilhadas), também recebem nomes específicos. Lantanídeos são os • Os elementos do grupo superior são chamados de elementos cuja a série Lantanídeos começa pelo Lantânio. Actnídeos são os • Os elementos do grupo inferior são chamados de elementos cuja a série Actinídeos. começa pelo Actníneo. e) Todos os elementos que ocorrem após o urânio (transurânicos) são artificiais isto é, não ocorrem na natureza. Quantidades muito pequenas (algumas vezes apenas algumas dezenas de átomos) desses elementos foram produzidas em laboratório. APLICAÇÃO: A qual período e grupo pertence um elemento com a seguinte configuração eletrônica: K = 2, L = 8, M = 18, = N = 7? Resposta: Podemos ver que a última camada deste elemento é a N, portanto ele pertence ao 4º período. Na última Camada ele tem um total de sete elétrons, assim pertence ao grupo 17 da tabela periódica. Reunindo estas informações e consultando a tabela periódica, chegamos a conclusão que se trata do elemento Bromo (Br). 3. QUATRO PROPRIEDADES IMPORTANTES DOS ELEMENTOS Para que se possa utilizar adequadamente a tabela periódica e entender corretamente vários aspectos das características físicas e químicas dos átomos é necessário que você entenda algumas propriedades fundamentais. Neste tópico iremos definir quatro propriedades periódicas importantes : raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica e eletronegatividade. Elas são importantes para se entender, por exemplo, ligação química, o próximo tópico a ser estudado. Além disso, várias características do comportamento químico também estão relacionadas a elas. Observe o esquema a seguir: Número Propriedades Tipos de Ligação Propriedades Atômico Atômicas e Estrutura Físicas e Químicas 52
  • 9. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos 3.1 QUAL O TAMANHO DOS ÁTOMOS? Podemos responder a esta pergunta, assumindo que os átomos são esféricos. Assim, se conhecemos o raio da esfera podemos saber qual o tamanho dos átomos. Como os átomos não são como esferas rígidas eles não têm limites muito bem definidos. Para resolver isto fazemos uma medida da distância entre dois núcleos de átomos idênticos e dividimos o resultado por dois. Com isto obtemos o raio atômico (r). Raio atômico: a metade da distância entre os núcleos de dois átomos idênticos e vizinhos. a) Como o raio atômico varia através da tabela periódica? O raio atômico cresce de cima para baixo nos grupos e da direita para a esquerda nos períodos, conforme mostrado abaixo na figura 2. Figura 2 – Variação do raio atômico na Tabela Periódica b) Por que o raio atômico varia desta forma na tabela? • Nos grupos, o raio atômico aumenta de cima para baixo porque aumenta o número de camadas. Lembre-se, quanto maior o período em que está o elemento, maior o número de camdas que ele contem. • Nos períodos, a medida que o número atômico aumenta, o número de camadas permanece o mesmo, mas a carga nuclear (o número de prótons no núcleo) aumenta, o que faz com que a atração do núcleo sobre os elétrons de todas as camadas aumente. Isto atrai mais intensamente os elétrons e, por isso, o átomo tem um raio menor. 53
  • 10. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Veja o esquema representado na Figura 3. Grupo 1 Lítio: 2;1 Raio diminui através do período período Sódio: 2;8;1 Magnésio: Alumínio: Silício: Fósforo Enxofre Cloro Argônio 2;8;2 2;8;3 2;8;4 2;8;5 2;8;6 2;8;7 2;8;8 Potássio: 2;8;8;1 Raio aumenta descendo nos grupos Rubídio: 2;8;18;8;1 Césio: 2;8;18;18;8;1 Frâncio: 2;8;18;32;18;8;1 Figura 3 – Influência do número de camadas e carga nuclear no raio atômico 54
  • 11. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Por causa destas características, você pode notar facilmente a variação periódica do raio através do gráfico apresentado na Figura 4. Neste gráfico no eixo horizontal os elementos estão colocados em ordem crescente do número atômico, e no eixo vertical estão colocados os valores dos raios atômicos determinados como mencionado acima. 300 Cs Fr Observação: Rb p (pico) = 10-12 250 K Então : Eu Na Yb r Na = 190.10-12 m = 190 pm raio atômico (pm) 200 Am Li 150 I 100 Br Cl 50 F 0 20 40 60 80 100 número atômico (Z) Figura 4 – Variação periódica do raio atômico APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior raio atômico? Por quê? Resposta: No canto inferior esquerdo, próximo ao césio. Porque o raio atômico aumenta ao se descer nos grupos por causa do aumento do número de camadas e aumenta da direita para a esquerda por causa da menor carga nuclear e, portanto da menor atração que sofrem os elétrons da última camada. 3.2 O QUE É ENERGIA DE IONIZAÇÃO? Você já viu na unidade 1 que os átomos podem perder um ou mais elétrons formando cátions. Para os átomos perderem tais elétrons, é necessário Em alguns livros você romper a atração entre os elétrons e o núcleo. pode encontrar o termo Para se medir corretamente o valor desta energia, os elétrons dos átomos Potencial de não podem estar sob qualquer influência externa ao átomo. Por isto Ionização. podemos propor a seguinte definição para energia de ionização: 55
  • 12. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Energia de Ionização: é a energia mínima necessária para retirar o elétron mais fracamente ligado de um átomo isolado e no estado gasoso. Lembre-se: 1 mol Por exemplo, se você tiver um mol de átomos de alumínio (6,02—1023 corresponde a 6,02x1023 unidades, átomos de alumínio) no estado gasoso (g) você precisará fornecer 577 da mesma forma kJ de energia para retirar o elétron mais fracamente ligado de cada que 1 dúzia átomo. corresponde a doze unidades. 1 mol Aℓ (g) + 577 kJ → 1 mol Aℓ+(g) + 1 mol e− Cada átomo Energia Cada íon Um elétron neutro tem 13 absorvida positivo retirado de É claro que prótons e 13 por 1 mol (cátion) tem cada átomo também existem elétrons de átomos 13 prótons e fazendo um nêutrons nos 12 elétrons total e um átomos mol de elétrons Quanto mais afastado do núcleo, mas fracamente os elétrons estão ligados, por isso o elétron retirado está sempre na última camada. a) Como a energia de ionização varia na Tabela Periódica? A energia de ionização cresce de baixo para cima nos grupos e da esquerda para a direita nos períodos, como mostrado na Figura 5. Figura 5 – Variação da Energia de Ionização na Tabela Periódica 56
  • 13. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos b) Por que a energia de ionização varia desta forma? Antes de responder diretamente esta pergunta, compare as figuras 2 e 5. Note que as tendências são opostas! Sim, raio e energia de ionização variam de maneira oposta. Por quê? Como já mencionamos: ´Quanto mais afastado do núcleo, mas fracamente os elétrons estão ligados, por isso o elétron retirado está sempre na última camada.` Nos grupos o raio diminui de baixo para cima, assim os elétrons estão mais próximos do núcleo e por isto são atraídos com maior intensidade. Desta forma é necessário mais energia para romper a atração e a energia de ionização aumenta de baixo para cima! Nos períodos, o raio diminui da esquerda para a direita, assim os elétrons estão mais próximos ao núcleo como já mencionado. Por isto, a energia de ionização cresce da esquerda para a direita! A Figura 6 mostra um gráfico evidenciando a periodicidade. Novamente no eixo horizontal estão colocados os elementos em ordem crescente de número atômico e no eixo vertical os valores das energias de ionização. 2500 He Ne Energia de Ionização (kJ/mol) 2000 Ar 1500 Kr Xe H Rn 1000 500 Li Na K Rb Cs Fr 0 0 20 40 60 80 100 Número atômico (Z) Figura 6 – Variação periódica da Energia de Ionização 57
  • 14. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos OBSERVAÇÃO: Sempre que se retira um elétron de um átomo o núcleo atrai os demais elétrons com maior intensidade, por isto o cátion tem um raio sempre menor que o do correspondente átomo neutro. Exemplo: R = 2,35 Å r = 1,60 Å RAIO ÁTOMO NEUTRO RAIO CÁTION K K+ APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior potencial de ionização? Resposta: No canto superior direito, próximos ao flúor. Isto se dá porque quanto menor o raio atômico, mais fortemente o elétron está atraído pelo núcleo e mais difícil de se retirá- lo. 3.3 COMO PODEMOS DEFINIR AFINIDADE ELETRÔNICA? Na unidade 1 já foi mencionado que átomos podem receber elétrons e formar ânions. Uma forma de quantificar a tendência de um átomo receber elétrons é através da medida da energia envolvida quando um átomo recebe um elétron. Afinidade Eletrônica: é a troca de energia quando um átomo isolado na fase gasosa recebe um elétron. ATENÇÃO: Compare esta definição com a definição de energia de ionização. Na energia de ionização diz-se que « ...energia mínima necessária.. », implicando que sempre é necessário fornecer energia para retirar o elétron. Na afinidade eletrônica emprega-se « ...troca... » de energia. O que isto significa? Vamos responder isto com dois exemplos. 58
  • 15. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos EXEMPLOS: 1º) Vamos analisar uma equação que indica o que acontece quando um mol de átomos de flúor (F) isolados e no estado gasoso recebem um mol de elétrons (1 elétron para cada átomo de flúor): 1 mol F(g) + 1 mol e− → 1 mol F −(g) + 328 kJ Cada átomo Cada íon Energia liberada quando 1 neutro tem 9 negativo mol de elétrons é adicionado prótons e 9 contem 9 a um mol de átomos de flúor elétrons prótons e ( 1 elétron para cada átomo). 10 elétrons Esta equação está indicando que estão sendo liberados para o ambiente 328 kJ de energia quando se adiciona 1 mol elétrons em 1 mol de átomos de flúor. 2º) Analisemos a equação dada a seguir, para a adição de 1 mol de elétrons para 1 mol de átomos de nitrogênio: 1 mol N(g) + 1 mol e− + 6,75 kJ → 1 mol N −(g) Cada átomo Energia necessária Cada ânion neutro contém 7 para adicionar 1 contem 7 prótons e 7 elétron para cada prótons e 8 elétrons (além, átomo neutro elétrons obviamente de nêutrons) Esta equação indica que são necessários 6,75 kJ de energia para se adicionar 1 mol de elétrons a um mol de átomos de nitrogênio isolados e no estado gasoso (1 elétron para cada átomo). 59
  • 16. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos Agora sim, entendemos porque na definição de afinidade eletrônica usamos o termo « ...troca... » de energia. Alguns átomos liberam energia quando recebem elétrons. Outros átomos precisam absorver energia para isto. É comum dizermos que átomos apresentam elevada afinidade eletrônica quando liberam valores relativamente altos de energia. Já átomos que liberam pouca energia ou precisam absorvê-la para receberem elétrons são ditos de baixa afinidade eletrônica. a) Como a afinidade eletrônica varia através da tabela periódica? A afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita ao longo dos períodos e de baixo para cima nos grupos, como representado na figura 7. Costuma-se não incluir nesta tendência os gases nobres (elementos do grupo 18, localizado na coluna em destaque à direita), pois eles demonstram afinidade eletrônica muito baixa, isto é, precisam absorver muita energia para receber 1 elétron. Figura 7 – Variação da afinidade eletrônica ao longo da tabela periódica b) Por que a afinidade eletrônica varia desta forma? Porque o elétron adicionado entra na última camada. Quando mais próxima do núcleo estiver a última camada, maior será a atração e por isto maior a afinidade eletrônica. Portanto, de forma geral, quando menor o raio atômico maior a afinidade eletrônica. 60
  • 17. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos OBSERVAÇÃO: Sempre que se adiciona um elétron de um átomo o núcleo todos os elétrons com menor intensidade, por isto o ânion tem um raio sempre maior que o do correspondente átomo neutro. Exemplo : r = 1,67 Å R = 0,99 Å RAIO ÂNION RAIO ÁTOMO NEUTRO Cℓ− Cℓ APLICAÇÃO: Em que região da tabela estão localizados os elementos de maior afinidade eletrônica Por quê? Resposta: Estão localizados no canto superior direito, próximos do flúor. É que nesta região estão os elementos de menor raio e a afinidade eletrônica aumenta conforme o raio diminui, pois os elétrons adicionados entram em camadas que sofrem uma maior atração da carga nuclear. 3.4 COMO PODEMOS DEFINIR ELETRONEGATIVIDADE? Diferente do que acontece com as outras propriedades periódicas, existem várias definições de eletronegatividade. Porém nós iremos estudar a primeira e mais popular de todas: a eletronegatividade definida por Linus Pauling. A definição de eletronegatividade dada por Pauling pode ser enunciada Linus Pauling como: 1901-1994 Eletronegatividade: é a tendência de um átomo de um elemento atrair elétrons para si quando ele faz parte de um composto. Note que nesta propriedade, diferente do que acontece com energia de ionização e afinidade eletrônica, o átomo em questão não está isolado, e sim fazendo ligação química com outros átomos. 61
  • 18. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos a) Por que Pauling definiu eletronegatividade desta forma? Porque Pauling propôs sua definição de eletronegatividade quando estudava a energia necessária para romper ligações químicas entre átomos. Para explicar suas observações ele propôs que os átomos não compartilhavam os elétrons de forma igualitária, criando o conceito de eletronegatividade explicitado acima. Pelo mesmo motivo, os valores de eletronegatividade de Pauling não são absolutos e sim relativos à atração que cada átomo exerce sobre os elétrons. Em função disto, foi necessário se estabelecer um valor de referência, a partir do qual todos os demais valores serão expressos. Alguns livros atribuem valor 4,0 para o átomo de flúor, e a eletronegatividade dos demais são relativas a este valor. Alguns outros livros dão como referência o H, com eletronegatividade de 2,20. Os dois valores produzem escalas muito próximas. Por exemplo, assumindo que o H tem eletronegatividade de 2,20, a do flúor (F) é de 3,98. Tomando como referência o flúor com valor de 4,00 o hidrogênio teria eletronegatividade de 2,10. Pelo mesmo motivo, os elementos do grupo 18 (gases nobres) não são incluídos normalmente na escala de eletronegatividade de Pauling. São conhecidos compostos estáveis somente com xenônio. Se a maioria dos gases nobre não forma compostos não é possível medir a atração destes átomos sobre os elétrons! b) Como a eletronegatividade varia através da tabela periódica? Ela cresce da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nos grupos, como mostrado na Figura 8. Figura 8 – Variação da eletronegatividade através da tabela periódica. 62
  • 19. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos c) Por que a eletronegatividade varia desta forma? Porque átomos com maior capacidade de atrair os elétrons são os que têm maior afinidade eletrônica, menor raio e a maior energia de ionização. A variação periódica da eletronegatividade pode ser observada a partir do gráfico da figura 9. F 4.0 3.5 Cl Eletronegatividade de Pauling Br 3.0 I 2.5 At H 2.0 1.5 Cm 1.0 Li Na K Rb Cs 0.5 Fr 0 20 40 60 80 100 Núm ero atôm ico Figura 9 – Variação periódica da eletronegatividade APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior eletronegatividade? Por quê? Resposta: Estão localizados no canto superior direito, próximos ao flúor, pois é nesta área onde estão dispostos os elementos com o menor raio atômico e os maiores valores de afinidade eletrônica e energia de ionização. 63
  • 20. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos EXERCÍCIOS: 1. (UFPA -2004) Em relação à tabela periódica atual é correto afirmar que: (A) Cada linha horizontal corresponde a uma família e cada linha vertical corresponde a um período. (B) Em sua forma compacta, a tabela apresenta 18 grupos que podem ser numerados de 1 a 18, da esquerda para a direita. (C) Fe, Co e Ni são classificados como elementos representativos por localizarem-se no quarto período da tabela. (D) Os elementos de maior energia de ionização localizam-se no canto inferior esquerdo da tabela. (E) O gás cloro, Cℓ2, é constituído por átomos pertencentes à família dos gases nobres. 2. (UFSC) Cada elemento químico tem associado ao seu nome o símbolo que o representa. Escolha a(s) opção(ões) que associa(m) corretamente o(s) nome(s) e símbolo(s) 01. S = enxofre, F = flúor 02. Ag = prata, O = oxigênio 03. Pb = chumbo, Po = potássio 04. C = carbono, Au = ouro 05. N = nitrogênio, H = hélio 06. Fe = ferro, Na = sódio 07. Hg = mercúrio, P = polônio 3. Em relação ao ferro e oxigênio podemos afirmar que pertencem, respectivamente, aos grupos dos: (A) metais de transição interna e halogênios (B) metais alcalinos terrosos e calcogênios (C) metais de transição e gases nobres (D) metais de transição e calcogênios (E) metais alcalinos e halogênios. 64
  • 21. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos 4. (FAFI-MG) A propriedade periódica que apresenta a variação mostrada abaixo é: (A) eletronegatividade (B) raio atômico aumenta (C) densidade (D) volume atômico (E) massa atômica 5. (ITA-SP) Em relação ao tamanho dos átomos e íons são feitas as afirmações seguintes: I) O Cℓ-(g) é menor do que o Cℓ (g). II) O Na1+(g) é menor do que o Na(g). III) O Ca2+(g) é maior do que o Mg2+(g) IV) O Cℓ (g) é maior do que o Br(g). Das afirmações anteriores estão corretas apenas: (A) II (B) I e II (C) II e III (D) I, III e IV (E) II, III e IV 6. (UCSal-BA) Na transformação Na(g) + E Na1+(g) + e-, E representa: (A) eletroafinidade (B) calor de solvatação (C) calor latente de vaporização (D) energia reticular (E) energia de ionização 7. (VUNESP-SP) A energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro gasoso é chamada de: (A) entalpia de formação (B) afinidade eletrônica (C) eletronegatividade (D) energia de ionização (E) energia de ligação 65
  • 22. Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos 8. Na Tabela periódica, os grupos que apresentam os elementos com a menor eletronegatividade de Pauling (os mais eletropositivos) são os: (A) Gases nobres (B) Halogênios (C) Calcogênios (D) Metais alcalinos terrosos (E) Metais alcalinos RESPOSTAS: 1–B 2 – 1, 2, 4, 6 3–D 4–B 5–C 6–E 7–B 8–E 66