Tabela Peri

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Tabela Periódica

• Prof. Jair Alberto

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O início...

• O que os Químicos queriam?
• Organizar os elementos químicos de maneira que
  suas semelhanças, diferenças e tendências se
  tornassem mais evidentes.
• Um dos recursos mais usados em Química para
  atingir essa finalidade é a tabela periódica. As
  primeiras tabelas foram propostas no início do
  século XIX porém apresentavam mais erros do que
  acertos.

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Johann W. Dobereiner (1829)(O Primeiro Modelo de
Tabela Periódica)

• A massa atômica do elemento central da tríade era
  a média das massas atômicas do primeiro e
  terceiro membro.
• Muitos dos metais não podiam ser agrupados em
  tríades.
• Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade,
  lítio, sódio e potássio formavam outra.

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Germain Henry Ivanovitch Hess (1849)(O Segundo
Modelo de Tabela Periódica)

• O cientista sueco publicou no seu manual
  Fundamentos da Química Pura uma classificação de
  quatro grupos de elementos (não-metais) com
  propriedades químicas semelhantes (tabela ao
  lado).

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Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862)
(O Terceiro Modelo de Tabela Periódica)

• O químico e geólogo francês propôs um sistema
  denominado parafuso telúrico.
• colocou 16 elementos em ordem crescente de massa
  atômica, de modo a posicionar os elementos com
  propriedades semelhantes um por baixo do outro na
  geratriz do cilindro.

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John A.R. Newlands (1864)(O Quarto Modelo de
Tabela Periódica)

• Sugeriu que os elementos, poderiam ser arranjados
  num modelo periódico de oitavas, na ordem
  crescente de suas massas atômicas.
• Colocou o elemento lítio, sódio e potássio
  juntos.
• A idéia de Newlands foi ridicularizada pela
  analogia com os sete intervalos da escala
  musical.

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Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1869)
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química
inorgânica, organizou os elementos na forma da
tabela periódica atual.
Foi proposta por Dmitri Ivanovitch Mendeleev
(1834-1907) que organizada os elementos em linhas
verticais, os grupos ou famílias.
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O PRINCÍPIO.....
Dos atuais 118 elementos químicos
conhecidos,cerca de 60 já haviam sido isolados e
estudados em 1869,quando o químico russo Dmitri
Mendeleyev se destacou na organização metódica
desses elementos.
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A tabela periódica de Mendeleyev. Os espaços
marcados representam elementos que Mendeleyev
deduziu existirem mas que ainda não haviam sido
descobertos àquela época.
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• Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63
  elementos conhecidos. Cada carta continha o
  símbolo do elemento, a massa atômica e suas
  propriedades químicas e físicas.
• A solução foi encontrada quando ele dispôs os
  cartões em ordem crescente da massa atômica.
• A tabela periódica de Mendeleyev exibia
  semelhanças numa rede de relações vertical,
  horizontal e diagonal.
• Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por
  este trabalho.

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PERÍODOS
São as LINHAS HORIZONTAIS da tabela periódica
1º Período
2º Período
3º Período
4º Período
5º Período
6º Período
7º Período
Série dos Lantanídios
6º Período
Série dos Actinídios
7º Período
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Na tabela atual, os elementos químicos estão
dispostos em ordem crescente de número atômico,
originando na horizontal os períodos, e na
vertical (em coluna), as famílias ou grupos.
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(No Transcript)
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Organização da Tabela Periódica
Famílias ou grupos

• A tabela atual é constituída por 18 famílias.
  Cada uma delas agrupa elementos com propriedades
  químicas semelhantes, devido ao fato de
  apresentarem a mesma configuração eletrônica na
  camada de valência.

-
-
Família IA todos os elementos apresentam 1
elétron na camada de valência.
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• Existem, atualmente, duas maneiras de identificar
  as famílias ou grupos. A mais comum é indicar
  cada família por um algarismo romano, seguido de
  letras A e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas
  letras A e B indicam a posição do elétron mais
  energético nos subníveis.
• No final da década passada, a IUPAC propôs outra
  maneira as famílias seriam indicadas por
  algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as
  letras A e B.

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Família ou grupo Nº de elétrons na camada de valência Distribuição eletrônica da camada de valência Nome
IA 1 ns¹ Metais alcalinos
IIA 2 ns² Metais alcalinos terrosos
IIIA 3 ns² np¹ Família do boro
IVA 4 ns² np² Família do carbono
VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio
VIA 6 ns² np4 Calcogênios
VIIA 7 ns² np5 Halogênios
VIIIA ou O 8 ns² np6 Gases nobres
Os elementos que constituem essas famílias são
denominados elementos representativos, e seus
elétrons mais energéticos estão situados em
subníveis s ou p. Nas famílias A, o número da
família indica a quantidade de elétrons na camada
de valência . Elas recebem ainda nomes
característicos.
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Localização dos elementos nas Famílias B
Os elementos dessas famílias são denominados
genericamente elementos de transição. Uma parte
deles ocupa o bloco central da tabela periódica,
de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu
elétron mais energético em subníveis d.
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB

Exemplo Ferro (Fe) / Z 26 1s²2s²2p63s²3p64s²3
d6 Período 4º Família 8B
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Localização dos elementos nas Famílias A
A distribuição eletrônica do átomo de um dado
elemento químico permite que determinemos sua
localização na tabela.
Exemplo Sódio(Na) Z 11 1s²2s²2p63s¹ Período
3º Família 1A Metais Alcalinos
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O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo
elétron mais energético dos elementos da tabela
periódica.
p
S
d
f
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Metais, semi-metais, ametais e gases nobres
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Metais

• Apresentam brilho quando polidos
• 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

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Não - Metais

• Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre,
  fósforo, carbono) e gasoso (nitrogênio, oxigênio,
  flúor) a exceção é o bromo, um não-metal
  líquido
• não apresentam brilho, são exceções o iodo e o
  carbono sob a forma de diamante
• não conduzem bem o calor a eletricidade, com
  exceção do carbono sob a forma de grafite
• Geralmente possuem mais de 4 elétrons na última
  camada eletrônica, o que lhes dá tendência a
  ganhar elétrons, transformando-se em íons
  negativos (ânions)

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Semi-metais
Semimetais são elementos com propriedades
intermediárias entre os metais e os não-metais,
estes também chamados de ametais ou metalóides.
Em geral, o semimetal, é sólido, quebradiço e
brilhante. Funciona como isolante elétrico à
temperatura ambiente, mas torna-se igual aos
metais como condutor elétrico, se aquecido, ou
quando se inserem certos elementos nos
interstícios de sua estrutura cristalina.
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Gases Nobres

• Elementos químicos que dificilmente se combinam
  com outros elementos hélio, neônio, argônio,
  criptônio, xenônio e radônio.
• Possuem a última camada eletrônica completa, ou
  seja, 8 elétrons. A única exceção é o hélio, que
  possui uma única camada, a camada K, que está
  completa com 2 elétrons.

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Hidrogênio
Apresenta propriedades muito particulares e muito
diferentes em relação aos outros elementos. Por
exemplo, tem apenas 1 elétron na camada K (sua
única camada) quando todos os outros elementos
têm 2.
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Teoria do Octeto A Teoria do Octeto determina
que os átomos dos elementos ligam-se uns aos
outros na tentativa de completar a sua camada de
valência com oito elétrons, ou 2, se for a
primeira. Sendo assim, o átomo é considerado
estável quando apresentar 8 elétrons em sua
última camada da eletrosfera.
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Na tentativa de atingir a estabilidade sugerida
pela Regra do Octeto, cada elemento precisa
ganhar ou perder (compartilhar) elétrons nas
ligações químicas, como no exemplo a seguir
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Ligação de Sódio (Na) e Cloro (Cl) o átomo de
sódio doa um elétron para o átomo de Cloro. Em
uma visão mais dinâmica, este compartilhamento de
elétrons ficaria assim
29
Vamos observar o seguinte O átomo de Sódio
doa um elétron para o átomo de Cloro
Forma-se o íon Na com oito elétrons na camada de
valência (última camada da eletrosfera) O
íon de cloro aparece com uma carga negativa
(Cl-), indicando que recebeu um elétron e atingiu
a estabilidade.
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• Segundo a Teoria do Octeto, as moléculas ou íons
  tendem a ser mais estáveis quando a camada de
  elétrons externa de cada um dos seus átomos está
  preenchida com a configuração de um gás nobre
  (oito elétrons). Essa teoria explica porque os
  elementos sempre formam ligações para atingirem
  a estabilidade

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Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é
estável e é aplicada principalmente para os
elementos do subgrupo A (representativos) da
tabela periódica
H (Z 1)
1s1
INSTÁVEL
1s2
He (Z 2)
ESTÁVEL
2s2
2p5
1s2
F (Z 9)
INSTÁVEL
2s2
2p6
1s2
Ne (Z 10)
ESTÁVEL
Na (Z 11)
3s1
2s2
2p6
1s2
INSTÁVEL
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Questão 01
Para cada uma das afirmativas abaixo, julgue
verdadeiro ou falso justificando todos os
itens I - O elemento químico de número atômico
30 tem 3 elétrons de valência. II - Na
configuração eletrônica do elemento químico com
número atômico 26 há 6 elétrons no subnível
3d. III 3s2 3p3 corresponde a configuração
eletrônica dos elétrons de valência do elemento
químico de número atômico 35. IV - Na
configuração eletrônica do elemento químico de
número atômico 21 há 4 níveis energéticos.
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Então...

• Os átomos dos elementos do primeiro grupo (grupo
  dos metais alcalinos) têm um elétron de valência
  (isto é, um elétron no último nível de energia
  preenchido). Por isso, têm tendência a formar
  íons monopositivos.
• Os átomos dos elementos do segundo grupo possuem
  dois elétrons de valência, pelo que, originam
  íons dipositivos.
• Os átomos dos elementos do grupo 16, apresentam
  seis elétrons de valência, pelo que dão origem a
  íons dinegativos (íons com duas cargas
  negativas).

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• Os átomos que pertencem ao grupo 17 (família dos
  halogéneos) têm sete elétrons de valência, pelo
  que originam íons mononegativos.
• Os átomos que pertencem ao grupo 18, denominados
  gases raros, são átomos estáveis, apresentam os
  seus níveis de energia completamente preenchidos,
  e por isso não originam íons. Aparecem na
  natureza sob a forma de átomos isolados.

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RAIO ATÔMICO Números de prótons ( número atômico
Z ) o átomo que apresentar o maior número de
prótons exerce uma maior atração sobre os seus
elétrons, o que ocasiona uma diminuição do seu
tamanho (atração núcleo-elétron). Raio iônico
para íons isoeletrônicos (iguais números de
elétrons), o de menor número atômico será o
maior, pois apresenta menor atração entre o
núcleo e os elétrons. 8O2- gt 9F1- gt 11Na1 gt
12Mg2
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RAIO ATÔMICO
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• Energia ou Potencial de Ionização
• É a energia necessária para remover um ou mais
  elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
• A remoção do primeiro elétron, que é o mais
  afastado do núcleo, requer uma quantidade de
  energia denominada primeira energia de ionização
  (1ª E.I.) e assim sucessivamente.
• De maneira geral podemos relacionar a energia de
  ionização com o tamanho do átomo, pois quanto
  maior for o raio atômico, mais fácil será remover
  o elétron mais afastado (ou externo), visto que a
  força de atração núcleo-elétron será menor.

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Generalizando QUANTO MAIOR O TAMANHO DO ÁTOMO,
MENOR SERÁ A PRIMEIRA ENERGIA DE IONIZAÇÃO.
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• Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
• É a energia liberada quando um átomo isolado, no
  estado gasoso, "captura" um elétron.
• Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua
  afinidade eletrônica.
• Essa propriedade não é definida para os gases
  nobres.

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• Eletronegatividade
• É a forca de atração exercida sobre os elétrons
  de uma ligação.
• A eletronegatividade dos elementos não é uma
  grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao
  estudá-la, na verdade estamos comparando a força
  de atração exercida pelos átomos sobre os
  elétrons de uma ligação. Essa força de atração
  tem uma relação com o RAIO ATÔMICO.
• Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a
  força de atração, pois a distância núcleo-elétron
  da ligação é menor. Também não é definida para os
  gases nobres.

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Eletronegatividade
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Eletropositividade ou caráter metálico Eletroposit
ividade é a capacidade de um átomo perder
elétrons, originando cátions. Os metais
apresentam elevadas eletropositividades, pois uma
de suas características é a grande capacidade de
perder elétrons. Entre o tamanho do átomo e sua
eletropositividade, há uma relação genérica, uma
vez que quanto maior o tamanho do átomo, menor a
atração núcleo-elétron e, portanto, maior a sua
facilidade em perder elétrons. Também não está
definida para os gases nobres.
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Eletropositividade
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• Reatividade
• A reatividade de um elemento químico está
  associada à sua maior ou menor facilidade em
  ganhar ou perder elétrons.
• Assim, os elementos mais reativos serão tantos os
  metais que perdem elétrons com maior facilidade,
  quanto os ametais que ganham elétrons com maior
  facilidade.

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Reatividade
Pela figura podemos observar que a) entre os
metais, o mais reativo é o frâncio (Fr) b) entre
os ametais, o mais reativo é o flúor (F).
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Densidade Num período A densidade cresce das
extremidades para o centro Numa família A
densidade cresce de cima para baixo. Assim, os
elementos de maior densidade estão situados na
parte central e inferior da tabela.
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Densidade
Esquematicamente, podemos representar por
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• Ponto de fusão (PF) e
• Ponto de ebulição (PE)
• PONTO DE FUSÃO - É temperatura na qual uma
  substância passa do estado sólido para o estado
  líquido.
• PONTO DE EBULIÇÃO - É temperatura na qual uma
  substância passa do estado líquido para o estado
  gasoso.
• Na família IA (alcalinos) e na família IIA
  (alcalinos terrosos), IIB, 3A, 4A, os elementos
  de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição
  (PE) estão situados na parte superior da tabela.
  De modo inverso, nas demais famílias, os
  elementos com maiores PF e PE estão situados na
  parte inferior.

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Ponto de fusão (PF) e Ponto de ebulição (PE)

• Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE
  crescem da extremidades para o centro da tabela.
  Esquematicamente podemos representar por

50
Volume atômica

• Varia com o aumento do número atômico