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Carregado porMarilena Meira
Tabela periódica
O documento descreve a evolução histórica da tabela periódica desde os primeiros cientistas que contribuíram para sua construção como Lavoisier até a forma atual. Apresenta os principais conceitos como número atômico, camadas eletrônicas, grupos e períodos. Explica também como as propriedades periódicas variam de acordo com a posição dos elementos na tabela.
Tabela periódica
- 1. Tabela Periódica Marilena Meira
- 2. Contribuição de várioscientistas Henry Moseley J.L.Meyer ( 1830-1895) A.B.Chancourtois ( 1820-1886) ANTOINE LAVOISIER (1743-1794) Glenn Seaborg (1912 – 1999) Dimitri Mendeleyev (1834-1907) J.A.R.Newlands (1837-1898) J.W.Döbereiner (1780-1849)
- 3. ANTOINE LAVOISIER • Publicouem 1789 o “Tratado elementar da química”; •Classificou os elementos como metais, gases, ácidos e elementos terrosos. Classificou a luz e o calor como gases. • Construiu uma tabela com 32 elementos;
- 4. J. W. -DOBEREINER • 1829 • Tríades: • Cloro, bromo, iodo • Lítio, sódio, potássio • Cálcio, estrôncio, bário
- 5. A. BEGUYEN DE CHANCOURTOIS • 1862 – Parafuso telúrico
- 6. JONH NEWLANDS • 1866 •“Lei das oitavas” • A cada oito elementos observa-se uma repetição das propriedades químicas do primeiro elemento considerado.
- 7. DIMITRI MENDELEEV ELOTHAR MEYER • 1869 - trabalhando independentemente. • Lei periódica: As propriedades dos elementos químicos variam periodicamente com suas massas atômicas.
- 8.
- 9. Moseley • 1913 –Moseley • Lei periódica: As propriedades dos elementos químicos variam periodicamente em função dos seus números atômicos.
- 10. Seaborg • Glenn Seaborg (1951) • Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). • Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.
- 11. Tabela periódica atual Existem,atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. A mais antiga em que a família é identificada por um algarismo romano, seguido de letras A e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam respectivamente elementos representativos e de transição. A IUPAC propôs que as famílias seriam indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B.
- 14. Tabela atual: 7períodos e 18 grupos 1 18 2 13 14 15 16 17 1º período 2º período 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3º período 4º período 5º período 6º período 7º período Série dos Lantanídeos Série dos Actinídeos Num grupo (famílias) os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.
- 15. Forma longa databela periódica
- 16. Tabela atual: blocoss, p, d, f s p d f
- 17. Tabela periódica econfiguração eletrônica Fe 26Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
- 18. Localização dos elementosna tabela periódica A distribuição eletrônica de um dado elemento químico permite que determinemos sua localização na tabela. Exemplo: Sódio(Na) – Z = 11 1s²2s²2p 63s¹ Período: 3º Grupo 1 – Metais Alcalinos
- 19. Localização dos elementosna tabela periódica Possuem seu elétron mais energético em subníveis d. 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 d d d d d d d d d d Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26 1s²2s²2p63s²3p64s²3d6 Período: 4º Grupo 8
- 20. Para os elementosrepresentativos • O algarismo das unidades do grupo a que o elemento pertence corresponde ao número de elétrons na camada de valência: • Elementos do grupo 1: tem 1 elétron na camada de valência. • Elementos do grupo 2: tem 2 elétrons na camada de valência. • Elementos do grupo 13: tem 3 elétrons na camada de valência. • Elementos do grupo 14: tem 4 elétrons na camada de valência.
- 21. Família Nº de Distribuição Elementos ou grupo elétrons na camada eletrônica da camada de Nome de valência representativos valência 1 1 ns¹ Metais alcalinos ns² Metais alcalinos 2 2 terrosos 13 3 ns² np¹ Família do boro 14 4 ns² np² Família do carbono 15 5 ns² np³ Família do nitrogênio 16 6 ns² np4 Calcogênios 17 7 ns² np5 Halogênios 18 ns² np6 Gases nobres 8
- 22. Para qualquer elemento representativo ou não • O número do período em que o elemento se encontra corresponde ao número de camadas eletrônicas. • Elementos do 1º período: 1 camada eletrônica. • Elementos do 2º período: 2 camadas eletrônicas. • Elementos do 3º período: 3 camadas eletrônicas. • Elementos do 4º período: 4 camadas eletrônicas.
- 23. Elementos representativos: Blocos • Grupo 1: H e Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) • Grupo 2: Metais alcalinos terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). • Possuem o elétron mais energético no subnível s. • Configuração eletrônica da camada de valência: • Grupo 1: ns1 • Grupo 2: ns2
- 24. Elementos representativos: Blocop • Grupos 13 a 18 • Elétron mais energético no subnível p. • Configuração eletrônica da camada de valência: • Grupo 13: ns2 np1 • Grupo 14: ns2 np2 • Grupo 15: ns2 np3 • Grupo 16: ns2 np4 • Grupo 17: ns2 np5 • Grupo 18: ns2 np6
- 25. Blocos d ef: Elementos de transição • Constituem os elementos dos grupos 3 a 12: • Bloco d: Transição externa: Elétron mais energético no subnível d (penúltima camada) • 28Ni – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 • Bloco f: Transição interna: Elétron mais energético no subnível f (antepenúltima camada) • 57La – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p65s2 4d105p66s2 4f1
- 26. Hidrogênio • Apresenta propriedadesmuito particulares e muito diferentes em relação aos outros elementos. • Tem apenas 1 elétron na camada K (sua única camada).
- 27. Metais Apresentam brilho quandopolidos; Sob temperatura ambiente, apresentam- se no estado sólido, a única exceção é o mercúrio, um metal líquido; São bons condutores de calor e eletricidade; São resistentes maleáveis e dúcteis
- 28. Metais alcalinos • 1elétron de valência => formam facilmente cátions monopositivos (Li+, Na+, K+, …) • A reatividade química, a estabilidade dos cátions e o caráter metálico aumentam ao longo do grupo. • Por serem muito reativos não se encontram isolados,mas combinados,principalmente na forma de silicatos,carbonatos e sulfatos;
- 29. Metais alcalinos terrosos •2 elétron de valência => formam facilmente cátions dipositivos (Ca+2, Ba+2, Mg+2, …) • A reatividade química, a estabilidade dos cátions e o caráter metálico aumentam ao longo do grupo.
- 30. Ametais • Existem nosestados sólidos (iodo, enxofre, fósforo, carbono), líquido (bromo) e gasoso (nitrogênio, oxigênio, flúor). • Não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de diamante; • Não conduzem bem o calor e a eletricidade, com exceção do carbono sob a forma de grafite; • Possuem mais de 4 elétrons na última camada eletrônica, o que lhes dá tendência a ganhar elétrons, transformando-se em ânions.
- 31. Metalóides ou Semi-Metais •separa os elementos à direita em não-metálicos e à esquerda em metálicos; • apresentam propriedades de metais e de não-metais.
- 32. Halogênios • Grupo 17. •Os seus átomos têm sete elétrons de valência. • Facilmente transformam-se em ânions mononegativos. • O caráter não metálico, reatividade e estabilidade do ânion diminui ao longo do grupo. • A configuração eletrônica dos íons resultantes é muito estável sendo igual à dos gás nobres do mesmo período.
- 33. Gases nobres • Grupo18 da Tabela Periódica. • Possuem o último nível de energia completamente preenchido: • Oito elétrons de valência, à exceção do hélio que tem apenas dois (camada K). • Quimicamente inertes. Mas podem fazer ligações apesar da estabilidade (em condições especiais); • Último nível completo => grande estabilidade química.
- 34. Elementos cisurânicos etransurânicos • Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) • Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais; • Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos.
- 35. PROPRIEDADES PERIÓDICAS • Sãoaquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.
- 36. PROPRIEDADES PERIÓDICAS • RaioAtômico • Energia de Ionização • Afinidade Eletrônica • Eletronegatividade • Eletropositividade • Reatividade • Propriedades Físicas
- 37. RAIO ATÔMICO: OTAMANHO DO ÁTOMO • É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo.
- 38. Raio atômico • Elementometálico: o raio atômico é metade da distância média entre os dois núcleos de dois átomos metálicos adjacentes. • Elemento não-metálico: o raio atômico é designado como raio covalente do elemento e é metade da distância média entre os núcleos dos dois átomos ligados por uma ligação covalente.
- 39. Carga nuclear efetiva •Muitas das propriedades de um átomo são determinadas pela quantidade de carga positiva sofrida pelos elétrons exteriores deste átomo. • Com exceção do hidrogênio, esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza, ou "blinda", parcialmente a carga positiva do núcleo. • Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total.
- 40. Carga nuclear efetiva •A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. • Zef = Z – δ • A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.
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- 43. Efeito de blindagem •Corresponde a uma diminuição da carga efetiva do núcleo atômico, reduzindo-lhe a capacidade de ação sobre os elétrons periféricos, pois os elétrons dos níveis mais internos exercem como que um efeito de blindagem em torno do núcleo. • A blindagem reduz a atração do núcleo pelos elétrons.
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- 45. Raio atômico • Àmedida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. • Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. • Maior carga nuclear faz com que o raio atômico diminua. • O átomo que apresenta maior carga nuclear exercerá uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho.
- 46. RAIO ATÔMICO H He Li Na K Rb Cs Fr
- 48. RAIO ATÔMICO Número deelementos em cada período: 2, 8, 8, 18, 18, 32
- 49. Raio atômico eraio do ânion • raio atômico < raio do ânion • Embora a sua carga nuclear seja a mesma, aumenta o n.º de elétrons e, por isso, as repulsões elétron- elétron aumentam também, e conseqüentemente verifica-se uma expansão da nuvem eletrônica.
- 50. Raio atômico eraio do cátion • Se o átomo se transforma num cátion há remoção de elétrons de valência. • Como o cátion tem menos elétrons, embora a carga nuclear seja a mesma, as repulsões elétron-elétron diminuem e a força que o núcleo exerce sobre eles aumenta, provocando uma contração da nuvem eletrônica.
- 51. Contração dos lantanídeos •Os orbitais 4f não são muito eficientes ao exercerem o efeito de blindagem que atenua o efeito do núcleo sobre os elétrons mais externos. • Assim, ao longo da série observa-se uma diminuição contínua do raio do íon M3+, que varia de 1,061 Å no lantânio a 0,848 Å no lutécio. Este efeito é denominado "contração dos lantanídeos".
- 52. ENERGIA (OU POTENCIAL)DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. X (g) + Energia → X+(g) + e-
- 53. Quanto menor otamanho do átomo, maior será a energia de ionização.
- 55. Exemplo: • Mg (g)+ 7,6 eV → Mg+ + 1 e- (1ª EI) • Mg+ (g) + 14,9 eV → Mg2+ + 1 e- (2ª EI) • Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg3+ + 1 e- (3ª EI) • Assim: EI1< EI2 < EI3 < …..
- 57.
- 58. AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE • É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron. X (g) + e- → X-(g) + Energia
- 59.
- 60. ELETRONEGATIVIDADE A força deatração exercida sobre os elétrons de uma ligação.
- 61. ELETRONEGATIVIDADE H BCNOF Cl Br I Fr
- 64. ELETROPOSITIVIDADE • CARÁTER METÁLICO:é a capacidade de um átomo perder elétron se tornando um cátion. • Propriedade periódica associada à reatividade química.
- 65.
- 66. Volume Atômico • Chama-se VOLUME ATÔMICO de um elemento o volume ocupado por 1 mol (6,02 x10²³ átomos) do elemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume de um átomo mas o volume de um conjunto de átomos, conseqüentemente, no volume influem não só o volume individual de cada átomo, como também o espaçamento existente entre os átomos. • . Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com o número atômico. • Num período, do centro para à esquerda o volume atômico acompanha o raio atômico; já do centro para à direita a variação é oposta porque, nos elementos aí situados (principalmente nos não-metais), o “espaçamento” entre os átomos passa a ser considerável.
- 67. DENSIDADE • É relaçãoentre a massa e o volume de uma amostra: Massa (g) d = Volume (cm3)
- 68. Os Ósmio (Os) éo elemento mais denso (22,57 g/cm3)
- 69. ALGUNS VALORES: • dNa=0,97 g/cm3 • dMg = 1,74 g/cm3 • dHg = 13,53 g/cm3 • dOs= 22, 57 g/cm3
- 70. Observação: • Metais leves(d < 5 g/cm3 ): Mg, Al, Na, K, Sr, Ba … • Metais pesados (d > 5 g/cm3 ): Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os
- 71. PONTO DE FUSÃO(PF) E PONTO DE EBULIÇÃO (PE) • PF: temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. • PE: temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso.
- 72. O tungstênio (W)apresenta PF = 3410 °C