cap 2 -propriedades periodicas da tp

Engenharia de Petróleos 1º ano / 1º semestre 2013 / 2014

Introdução à Química-Física Cap 2- Propriedades dos Materiais e Tabela Periódica

Escola Superior de Tecnologia e Gestão Jean Piaget do Litoral Alentejano

Fernando Sayal

Cap 2 – Propriedades periódicas da Tabela Periódica

Breve história da Tabela Periódica

Breve história da Tabela Periódica

Breve história da Tabela Periódica

Como vimos atrás, em 1869, o químico russo Mendeleev propôs a primeira classificação dos elementos de forma regular, tendo inclusive previsto a existência de alguns elementos não descobertos à data.

Este trabalho é considerado um dos passos fundamentais da química nos fins do século passado.

As primeiras propostas, em que os elementos eram dispostos de acordo com a massa atómica tinham inconsistências óbvias.

A massa atómica do Árgon (39.95 u.m.a) é maior do que a do potássio (39.10 u.m.a).

Se os elementos forem ordenados de acordo com a massa atómica, o árgon aparece no lugar do potássio, na tabela periódica actual. No entanto nenhum químico colocará o árgon, um gás inerte, no mesmo grupo que o lítio e sódio, dois metais bastante reactivos.

De facto, as propriedades dos elementos são funções periódicas do seu número atómico.

As séries horizontais são designadas por períodos. Ao longo de cadaperíodo o número atómico vai aumentando uma unidade.As séries verticais são designadas por grupos, onde os elementos têm propriedades químicas semelhantes. Isto deve-se à configuração electrónica ser semelhante, isto é, são os electrões mais “exteriores” que exercem influência sobre as propriedades dos elementos.

Assim, os elementos foram distribuídos na Tabela Periódica atendendo a dois critérios:

1- Ordem crescente do número atómico, na linha horizontal2- Semelhança de propriedades físicas e química, na coluna vertical

O Hidrogénio, atendendo às suas propriedades, não pertence a nenhum grupo, sendo colocado na TP, por vezes por cima do lítio, outras vezes no meio da tabela

Os electrões da última camada de um átomo são designados porelectrões de valência. A classificação dos elementos, tal como a conhecemos actualmente, tem menos de 1 século. De entre as tabelas actuais a mais popularizada em Portugal será a Sargent-Welch. Existem igualmente bons exemplos de tabelas periódicas baseadas na Web. Na figura seguinte encontram-se alguns dos dados que constam numa tabela periódica:

Os elementos de um mesmo grupo constituem uma família.

Grupo Família Número de eletrões de valência 1 Metais Alcalinos 1 2 Metais Alcalino-terrosos 2 16 Calcogéneos 6 17 Halogéneos 7 18 Gases nobres 8

Com base na tabela periódica, e conhecendo as propriedades de umelemento de um grupo, é possível prever as propriedades aproximadas de outro elemento desse grupo, ou de grupos vizinhos Muitos compostos iónicos são constituídos por aniões e catiõesmonoatómicos. É pois importante conhecer a configuração electrónica destes iões.Na formação de um catião a partir de um átomo neutro, um ou maiselectrões são removidos da última camada, dando origem a umaconfiguração mais estável. Por exemplo:

Na: [Ne] 3s1 Na+: [Ne] Ca: [Ar] 4s2 -> Ca2+: [Ar]Al: [Ne] 3s2 3p1 -> Al3+: [Ne]

Repare-se que todos os iões possuem a configuração electrónica de um gás nobre.

Para a formação de um anião a partir de um átomo neutro, um ou mais electrões são adicionados à ultima camada:

F: 1s2 2s2 2p5 --> F- : [Ne]O: 1s2 2s2 2p4 --> O2

-2 : [Ne]

Em relação aos metais de transição, estes formam sempre catiões,podendo ter cargas diferentes, e não terem a configuração de gases nobres.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

Configuração eletrónica e posição na TP

A localização dos elementos na Tabela Periódica pode relacionar-se com a sua configuração eletrónica.Os diferentes elementos podem agrupar-se em blocos designados por s, p, d, f, de acordo com a última orbital preenchida (segundo as regras de preenchimento das orbitais.Sendo do mesmo grupo apresentam a mesma configuração eletrónica para o seu último nível.H 1s1

Li 1s2 2s1

Elementos representativos• O algarismo das unidades do grupo coincide com o número de

eletrões de valência• O número do período coincide o número de níveis do átomo

Propriedades dos elementos químicos e das substâncias

A TP apresenta valores para diversas propriedades, umas que são propriedades dos elementos e outras que são propriedades das substâncias elementares das quais o elemento faz parte.

Propriedades dos elementos

• Número atómico, • massa atómica relativa, • configuração eletrónica, • raio atómico, • energia de ionização, …

Propriedades das substâncias elementares

Estado físico, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, cor …

A classificação dos elementos em metais, semimetais e não metais diz respeito à substância da qual o elemento faz parte e de acordo com as suas propriedades

Metais Semimetais Não metais

• São bons condutores da corrente elétrica e do calor

• São sólidos à temperatura ambiente (exceto Hg, Cs, Fr, Ga)

• Apresentam de um modo geral pontos de fusão e de ebulição elevados

• Apresentam aspeto e algumas propriedades físicas de metal

• Apresentam algumas propriedades químicas de não metal

• São maus condutores de calor e corrente elétrica

RAIO ATÓMICO

O raio atómico de um elemento pode definir-se como metade da distância entre dois núcleos de dois átomos numa molécula diatómica particular ou, para os metais, como metade da distância entre núcleos de dois átomos adjacentes. Na figura seguinte, mostra-se o cálculo do raio atómico para o cloro, a partir da distância entre os núcleos na molécula de Cl2 e para o carbono, a partir da distância entre dois átomos:

Variação do raio Atómico

Variação do raio Atómico

Variação do raio AtómicoAo longo do grupo:O raio atómico aumenta com o número

atómico, porque vai aumentando o número de camadas (níveis) electrónicas ocupadas e a carga dos electrões das camadas interiores repelem os electrões mais exteriores.

Variação do raio AtómicoAo longo do período:, o raio atómico diminui com o número atómico,

porque vai aumentando a carga nuclear mas não o número de níveis e assim aumenta a força atrativa núcleo-electrões, o que provoca a contração da nuvem electrónica.

Resumindo:• o raio atómico é determinado pela força com que os

eletrões de valência são atraídos pelo núcleo.• Consideremos o exemplo anterior, o período do lítio

até ao néon. Ao longo deste período os átomos vão ter uma carga nuclear cada vez maior.

• A este aumento da carga nuclear efetiva corresponde o aumento da força atrativa entre o núcleo e os electrões, com a consequente aproximação destes, e diminuição do tamanho do átomo.

• O aumento da repulsão entre os eletrões não compensa a atração nuclear, ou seja, o efeito da carga nuclear é dominante.

• Ao longo de um grupo (por exemplo do lítio ao césio) o raio atómico aumenta, pois as sucessivas camadas estão mais afastadas do núcleo.

VARIAÇÃO PERIÓDICA RAIO ATÓMICO

VARIAÇÃO PERIÓDICA RAIO ATÓMICO

Variação do raio atómico (covalente), ao longo da Tabela Periódica.

RAIO IÓNICO / RAIO ATÓMICO

Raio Ião Positivo < Raio atómico

O ião positivo possui:• Menos níveis de energia que o átomo• O mesmo número de protões que o átomo mas menos

eletrões. • Assim o núcleo atrai mais fortemente os eletrões e o

tamanho do ião diminui

RAIO IÓNICO / RAIO ATÓMICO

Raio Ião Negativo > Raio Atómico

O ião negativo possui:• O mesmo número de níveis de energia que o átomo• Mais eletrões no último nível o que origina grande repulsão

entre eles e portanto o seu afastamento.• Os mesmos protões a atrair mais eletrões, pelo que a força

global é menor

RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO

PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS

Partículas que apresentam o mesmo número de electrões.Exemplo:

9 F - 10 Ne 11 Na + 12 Mg 2+

Para partículas isoeletrónicas a que tiver maior carga nuclear (Z) apresenta menor raio, pois, as atrações núcleo-nuvem electrónicas são mais fortes o que origina a contração da nuvem electrónica.

Energia de ionização

Ei + X ( g ) X + ( g ) + e-

ou

X (g) X + (g) + e- H > 0

ENERGIA DE IONIZAÇÃO - energia mínima que é necessária para remover um electrão do átomo, transformando-o num ião monopositivo.

Ao longo do grupo a energia de ionização diminui porque:

• O tamanho do átomo aumenta• Os eletrões do último nível estão muito afastados

do núcleo• Estão pouco atraídos• É preciso pouco energia para os retirar

Dim

inu

ição

da

ener

gia

de

ion

izaç

ão

Ao longo do período:• O aumento da carga nuclear provoca diminuição do

tamanho do átomo• Os electrões de valência estão mais próximos do núcleo

e assim estão mais atraídos. • É necessário mais energia para os retirar

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADES

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADES

A E1 do boro (Z = 5) é menor que a E1 do berílio (Z = 4)

No B o electrão a ser removido encontra-se numa orbital 2p; enquanto no Be encontra-se na orbital 2 s, mais próxima do núcleo, ou seja, o núcleo do B está mais blindado por electrões. É mais fácil remover o electrão 2p do B do que o electrão 2s do Be.

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADES

a E1 do oxigénio (Z = 8) é menor que a E1 do azoto (Z = 7)

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADES

No N , a orbital 2p está semipreenchida enquanto que no O a orbital 2p está ocupada por quatro electrões . O quarto electrão deste subnível ( p ) está numa orbital já ocupada por um electrão experimentando maior repulsão , logo , este electrão é mais facilmente removido que qualquer dos electrões p das orbitais semipreenchidas do átomo de N .

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADES

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADES

Irregularidades semelhantes (que podem ser explicadas da mesma maneira) podem ser encontradas nos períodos 3, 4, 5 e 6.

AFINIDADE ELECTRÓNICA

X (g) + e- X - (g) + A

Afinidade electrónica ( Eea ) – é a energia libertada quando se adiciona uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros no estado gasoso ( T = 0 K ) e fundamental.

Algumas afinidades electrónicas são positivas; isto significa que a energia é absorvida quando se adiciona a mole de electrões.

Ex :

Be ( g ) + e- + 100 kJ → Be – ( g ) Endotérmico

F (g) + e- → F – (g) + 330 kJ Exotérmico

AFINIDADE ELECTRÓNICA

RESUMINDO

SEMIMETÁLICOS

Apresentam, simultaneamente, propriedades características dos elementos metálicos e não metálicos.

OS METAIS DE TRANSIÇÃO

Os 38 elementos nos grupos 3 a 12 da T.P. são chamados “metais de transição” ou melhor, elementos de transição.

OS METAIS DE TRANSIÇÃO

Os seus electrões de valência, ou os electrões que eles utilizam para se combinarem encontram-se em mais do que um nível de energia.

OS METAIS DE TRANSIÇÃO

Regra geral, a ocorrência de uma sub-camada 3d incompleta , dos átomos ou dos seus iões, determina propriedades especiais dos metais de transição, entre elas:

- vários estados de oxidação;- formação de complexos;- formação de compostos corados;- actividade catalítica.

Soluções coradas de compostos de vanádio nos estados de oxidação II, III, IV e V.

OS METAIS DE TRANSIÇÃO

Fim