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DISCIPLINA: Química Geral
ASSUNTO: Tabela Periódica
Profa. Dra. Luciana M. Saran
CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS
1. Introdução
Quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente de número atômico, há uma repetição periódica em suas propriedades.
As propriedades dos elementos químicos são
funções periódicas do número atômico.
“A Tabela Periódica é um arranjo de elementos
em ordem crescente de número atômico em linhas
horizontais de comprimentos tais que os elementos
com propriedades químicas semelhantes caem
diretamente um embaixo do outro”.
1. Introdução
2. Características da Tabela Periódica
2.1. Colunas verticais ou Grupos:
Reúnem elementos com propriedades químicas e físicas semelhantes.
São numeradas de 1 a 18 (sistema IUPAC).
Sistema anterior: grupos A e B.
Elementos dos Grupos A: elementos principais ou representativos.
Elementos dos Grupos B: elementos de transição.
Tabela periódica organizada em famílias ou grupos: ilustração dos sistemas de numeração.
Divisão moderna da tabela periódica: metais e não metais (ou ametais). Até então, B, Si, Ge, As, Sb, Te e At, eram classificados como semimetais ou metalóides.
B
Si
Ge As
Sb Te
At
Ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não metais (ametais), semimetais (metalóides), gases nobres e hidrogênio.
Forma Longa da Tabela Periódica: não usual
Forma Usual da Tabela Periódica
Tabela periódica:
Atualmente, reúne 118 elementos químicos.
Contém elementos naturais, que são os que apresentam Z ≤ 92 (urânio, U: Z = 92). Tecnécio (Tc, Z = 43) e promécio (Pm, Z = 61) são artificiais.
Contém elementos artificiais ou sintéticos, denominados transurânicos (Z > 92).
Os elementos de números atômicos 113, 115, 117 e 118, já foram nomeados permanentemente.
113Nh: nihonium (nihônio)
115Mc: moscovium (moscóvio)
117Ts: tennessine (tennessino)
118Og: oganesson (oganessono)
Elementos necessários aos organismos vivos: H, C, N, O, P e S (são os 6 elementos mais abundantes); Ca, Cl, Mg, K e Na (também são abundantes e necessários a todos os organismos); em verde, estão destacados os microelementos.
METAIS:
- São sólidos (exceto o Hg); têm brilho e a maioria apresenta coloração prateada;
- Conduzem eletricidade;
- São dúcteis (podem ser estirados em fios);
- São maleáveis (podem ser moldados em folhas);
- Formam ligas (soluções de um ou mais de um metal em outro);
- Tendem a ter baixas energias de ionização.
NÃO-METAIS:
- Variam muito na aparência;
- Alguns são sólidos;
- O bromo é líquido;
- Alguns como o nitrogênio e o oxigênio do ar,
são gases na temperatura ambiente;
- São pobres condutores de calor e eletricidade.
C grafite
Enxofre
Iodo
P branco
SEMI-METAIS ou METALÓIDES:
- B, Si, Ge, As, Sb, Te e At; - Apresentam propriedades intermediárias entre
as dos metais e as dos não-metais; - Alguns são semi-condutores de eletricidade.
- O Si, por exemplo, parece um metal, mas é quebradiço, em vez de maleável e não é bom condutor térmico ou elétrico comparado aos metais.
Metais Não-metais
Têm brilho Não têm brilho
Os sólidos são maleáveis e dúcteis
Os sólidos são geralmente quebradiços; alguns são duros e outros macios
Bons condutores de calor e eletricidade
Pobres condutores de calor e eletricidade
Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos
Muito óxidos não metálicos são substâncias moleculares que formam soluções ácidas
Tendem a formar cátions em soluções aquosas
Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas
Propriedades Características dos Metais e dos Não-metais
2.2. Fileiras horizontais ou Períodos:
Numeradas de 1 a 7. Primeiro período: tem 2 elementos (H e He).
Para iniciar um novo período, a proposta é que
haja repetição das propriedades físicas e químicas na nova seqüência dos elementos.
O número do período em que um elemento se
encontra, corresponde ao número de camadas ocupadas por elétrons nesse elemento.
Lembremos que:
As camadas ou níveis de energia são formadas por subníveis.
Os subníveis são designados pelas letras s, p, d,
f, g, h, etc.
Número Máximo de Elétrons Acomodados pelos Subníveis s, p, d, f
SUBNÍVEL No MÁXIMO DE ELÉTRONS
s 2
p 6
d 10
f 14
Em cada subnível há orbitais, que são regiões de máxima probabilidade de encontrar elétron, e-. Orbitais s: cada subnível s apresenta um orbital
s, que é capaz de comportar 1 par de e-.
Orbitais p: cada subnível p apresenta três orbitais (px, py e pz), que estão dispostos ao longo dos eixos cartesianos x, y e z. Esses orbitais são degenerados, ou seja, têm a mesma energia e cada um é capaz de comportar 1 par de e-. Consequentemente, o número máximo de e- num subnível p corresponde a 6.
Orbitais d: cada subnível d apresenta cinco orbitais (dxy, dxz, dyz, dx2-y2 e dz2), que são degenerados. Cada um destes orbitais é capaz de comportar 1 par de e-.
DIAGRAMA DAS DIAGONAIS OU DIAGRAMA DE PAULING
ÁTOMO CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
1H 1s1
2He 1s2
3Li 1s2 2s1 ou [He] 2s1
4Be 1s2 2s2 [He] 2s2
5B 1s2 2s2 2p1 [He] 2s2 2p1
6C 1s2 2s2 2p2 [He] 2s2 2p2
7N 1s2 2s2 2p3 [He] 2s2 2p3
8O 1s2 2s2 2p4 [He] 2s2 2p4
9F 1s2 2s2 2p5 [He] 2s2 2p5
10Ne 1s2 2s2 2p6 [He] 2s2 2p6
11Na [Ne] 3s1
12Mg [Ne] 3s2
13Al [Ne] 3s2 3p1
14Si [Ne] 3s2 3p2
15P [Ne] 3s2 3p3
16S [Ne] 3s2 3p4
17Cl [Ne] 3s2 3p5
18Ar [Ne] 3s2 3p6
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA PARA ÁTOMOS DE ALGUNS ELEMENTOS QUÍMICOS ADOTANDO-SE CERNE DE GÁS NOBRE
Exemplos:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
O número do período em que um elemento se encontra corresponde ao número da camada de valência.
Os três elementos acima estão posicionados no 3º período da Tabela Periódica.
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica
Elementos nos Grupos 1 (ou 1A) e 2 (ou 2A): estão preenchendo um subnível s. Exemplos: Li (1s2 2s1) e Be (1s2 2s2), no 2o período preenchem o subnível 2s.
Elementos nos Grupos 13 (ou 3A) a 18 (ou 8A):
preenchem subníveis p. Exemplos: B (1s2 2s2 2p1) e Ne (1s2 2s2 2p6).
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica
Elementos de Transição: preenchem os subníveis d.
4o período: do Sc (Z=21) ao Zn (Z=30), há
preenchimento do subnível 3d. 5o período: do Y (Z=39) ao Cd (Z=48), há
preenchimento do subnível 4d. 6o período: há preenchimento do subnível 5d.
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica
Elementos de Transição Interna: preenchem os subníveis f.
Lantanídeos (Z = 57 a 71): estão no 6º período
e preenchem o subnível 4f. Actinídeos (Z = 89 a 103): estão no 7º período e
preenchem o subnível 5f.
Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica
Cada um dos blocos a seguir refere-se aos elétrons de valência e aos respectivos orbitais atômicos nos quais estes elétrons estão localizados.
Configuração eletrônica e localização dos elementos
Conforme discutido, o número do período em que um elemento se encontra corresponde ao número da camada de valência.
A soma da quantidade de elétrons dos últimos orbitais s, p e d preenchidos resulta no número da família ou grupo do elemento.
Para os elementos do 2º e do 3º períodos, do bloco p, soma-se 10 ao total de e- do nível de maior energia para localizar a família.
Configuração eletrônica e localização dos elementos
Exemplo 1: sem consulta a tabela periódica, indique a posição na mesma (família e período) do elemento de Z = 35.
Configuração eletrônica do elemento: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p5
Período = 4º No do grupo ou família = 2 + 10 + 5 = 17 ou 7A
Configuração eletrônica e localização dos elementos
Exemplo 2: sem consulta a tabela periódica, indique a posição na mesma (família e período) do elemento de Z = 16.
Configuração eletrônica do elemento: 1s2 2s22p6 3s23p4
Período = 3º No do grupo ou família = 2 + 4 = 6 + 10 = 16 ou 6A
3. Propriedades Atômicas
3.1. Raio Atômico
É definido como a metade da distância entre dois átomos iguais numa molécula.
Exemplo: determinação do raio atômico do cloro (Cl) e do bromo (Br).
3. Propriedades Atômicas
3.1. Raios Atômicos
Tendência geral: Aumentam quando se desce a coluna de um
grupo da tabela periódica; Diminuem quando se percorre um período da
esquerda para a direita.
Átomos Carga Nuclear
Configuração Eletrônica
Raio, nm
Li 3+ [He]2s1 0,123
Na 11+ [Ne]3s1 0,157
K 19+ [Ar]4s1 0,203
Rb 37+ [Kr]5s1 0,216
Cs 55+ [Xe]6s1 0,235
Raios Atômicos dos Metais Alcalinos (Grupo 1)
Átomo Carga Nuclear
Configuração Eletrônica
Raio, nm
Li 3+ [He]2s1 0,123
Be 4+ [He]2s2 0,089
B 5+ [He]2s22p1 0,080
C 6+ [He]2s22p2 0,077
N 7+ [He]2s22p3 0,074
O 8+ [He]2s22p4 0,074
F 9+ [He]2s22p5 0,072
Raios Atômicos dos Elementos do Segundo Período
3.2. Energia de Ionização (EI)
É a menor energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso no estado fundamental.
Ex.: Mg(g) Mg+(g) + e- EI(1) = 738 KJ/mol Mg+(g) Mg2+(g) + e- EI(2) = 1.451 KJ/mol Mg2+(g) Mg3+(g) + e- EI(3) = 7.733 KJ/mol
Tendência Geral:
As energias da 1a ionização crescem, ao longo de um período (da esquerda para a direita) e diminuem (de cima para baixo) ao longo das colunas ou grupos.
3.2. Energia de Ionização (EI)
3.3. Afinidade Eletrônica
É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo.
Ex.: X(g) + e- X-(g) F(g) + e- F-(g) E = - 328 kJ mol-1
Quanto mais negativo o valor da afinidade
eletrônica, maior é a tendência do átomo para receber elétron.
Os valores das afinidades ao elétron ficam mais negativos ao longo de um período (da esquerda para a direita) e menos negativos quando se desce num grupo.
3.3. Afinidade Eletrônica
Tendência Geral:
Bibliografia Consultada
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005. MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2007.