Periodicidade Química -...

- Elementos e Propriedades Periódicas -(Russel cap. 7; Atkins cap. 1)

Periodicidade Química

Curso Superior de Engenharia de Controle e Automação – IFSC, Campus Chapecó

Prof. Fabio M. da Silva

• OBJETIVO: Ordenar os elementos de modo que reflita as

tendências nas propriedades químicas e físicas.;

• Na primeira tentativa, Mendeleev e Meyer organizaram os

elementos em ordem crescente de massa atômica,

fazendo que ficassem algumas lacunas na tabela;

• Ex.: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais

adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que

deixou um elemento faltando abaixo do Si. Em 1886 o Ge

foi descoberto.

A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS


• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos;

• A maior parte deles foi descoberto entre 1735 e 1843;

• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que

possamos fazer previsões sobre elementos não

descobertos?

Carga nuclear!

Ordem de número

atômico (Z).

ORGANIZAÇÃO

DA TABELA

PERIÓDICA ATUAL

A LEI PERIÓDICA

A Lei Periódica

Halogênio, gás nobre,

metal alcalino

Número atômico

Periodicidade química.

Se repete periodicamente

Sequência halogênio, gás-nobre e metal alcalino

Fonte: Russel Vol. 1.


Classificação mais comum e geral dos elementos:

• Metal

• Metaloide

• Não Metal

Metal: conduz eletricidade, tem brilho, é maleável e dúctil. Apresenta

tendência em se oxidar – perder elétrons, formando cátions.

Metaloide: tem a aparência e algumas propriedades de metal, mas se

comporta quimicamente como um não metal. Ex.: Si tem brilho

metálico, mas é quebradiço. Utilizados na indústria de semicondutores.

Não metal: não conduz eletricidade, não é maleável nem dúctil.

Tendem a ganhar elétrons, formando ânions.

Localização dos 07 elementos metaloides. O berílio e o bismuto, são algumas

vezes incluídos nessa classificação. O boro, embora não tenha a aparência de

um metal, é incluído porque se parece quimicamente com o silício.

Fonte: Atkins –

Fundamentos.

Grupos ou famílias (linhas

verticais):

Reunem os elementos com propriedades químicas

semelhantes.

Grupos maiores

Cinco ou seis elementos

Grupos representativos,

principais ou grupos A


Classificação levando em conta as linhas verticais e

horizontais:

Grupos menores

Região central da

tabela

Grupos de Transição ou Grupos B

GRUPOS OU FAMÍLIAS

Grupos ou famílias com nomes especiais:

Grupo 1: Metais alcalinos

Grupo 2: Metais alcalinos Terrosos

Grupo 16: Calcogênios

Grupo 17: Halogênios

Grupo 18: Gases Nobres

Para os demais grupos, a identificação se dá apenas pelo número

do grupo ou pelo elemento que inicia o grupo. Ex.: Grupo 14 ou

grupo do carbono.

Estrutura da tabela periódica com os nomes de algumas regiões e grupos.

Elementos de transição interna.Fonte: Atkins – Fundamentos.

Algumas propriedades dos principais grupos

Grupo 1: os metais alcalinos

• Todos os metais alcalinos são macios.

• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:

M M+ + e-

• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.

a) lítio, b) sódio, c) potássio, d) rubídio e césio. Fonte: Atkins, Cap. 15.

• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e

gás hidrogênio (M=metal): Ver Vídeo!

2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)


a) Lítio reage lentamente, b) sódio reage vigorosamente, c) potássio reage

ainda mais que sódio. Fonte: Atkins, Cap. 15.

Grupo 2: os metais alcalinos terrosos

• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos

do que os metais alcalinos.

• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:

M M2+ + 2 e-.

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o

vapor de água. Do Ca em diante:

Ca(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)


a) berílio, b) magnésio, c) cálcio, d) estrôncio, e) bário. Fonte: Atkins, Cap. 15.

Grupo 16: O Grupo do Oxigênio (Calcogênios)

• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é

um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).

• O oxigênio (O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que

o íon O2- tem uma configuração de gás nobre.

• O enxofre é outro importante membro desse grupo, sendo que

a forma mais comum é o S8 amarelo.

Oxigênio líquido (O2) -

azul pálido (-183ºC). Ozônio líquido (O3) -

azul pálido (-112ºC).

S8 ortorrômbico em blocos.

Galena – PbS/ Cinábrio – HgS/ pirita – FeS2/ esfarelita – ZnS. Fonte: Atkins, Cap. 15.

Grupo 17: O Grupo dos Halogênios

• A química dos halogênios é dominadapelo ganho de um elétron para formarum ânion:

X2 + 2 e- 2 X-.

• O flúor é uma das substâncias maisreativas que se conhece:

2 F2(g) + 2 H2O(l) 4 HF(aq) + O2(g)

ΔH = -758,9 kJ.

• Todos os halogênios consistem demoléculas diatômicas (X2).

Sublimação do I2 (s).

Bromo líquido.

Grupo 17: O Grupo dos Halogênios

• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é

produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl):

2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).

• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso

(HOCl) que desinfeta a água de piscina:

Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HOCl(aq).

• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são

ácidos fortes, com exceção do HF.

Grupo 18: Os gases nobres

• Todos esses são não-metais e monoatômicos.

• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s

e p completamente preenchidos.

• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado:

XeF2, XeF4 e XeF6.

• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres

conhecidos são o KrF2 e o HArF.

Cristais de tetrafluoreto de xenônio, XeF4.

Preparado pela primeira vez em 1962 pela reação

entre xenônio e flúor, sob 6 atm. E 400ºC. Fonte:

Atkins, Cap. 15.

Períodos (linhas horizontais)

Numerados de 1 a 7. Correspondem as camadas

eletrônicas.

Os sete períodos da Tabela Periódica.

PERÍODOS

Tabela Periódica Atual

Disponível em: http://www.ptable.com/?lang=pt

A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES

ELETRÔNICAS

Todo período tem início com a configuração

ns1

Grupos 1 e 2:Apresentam configuraçãons1 ou ns2 na camada devalência – BLOCO “s”

Grupos 13 a 18:

Apresentam configuraçãons2np1 a ns2np6 na camadade valência– BLOCO “p”

A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES

ELETRÔNICAS

Todo período tem início com a configuração

ns1

Grupos 3 a 12 (transição externa):

Apresentam configuraçãond1 a nd10 no subnível maisenergético – BLOCO “d”

Elementos de transição interna

Lantanídeos e Actinídeos -elétrons de maior energiaem subníveis “f”– BLOCO “f”

A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Diagrama de bloco da tabela periódica. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 6.

1) Usando apenas a tabela periódica, dê as

configurações eletrônicas nos estados

fundamentais de:

a) C (Z=6)

b) P (Z=15)

c) Br (Z=35)

d) As (Z=33)

e) Pb (Z=82)

Exercícios:

2) Usando apenas a tabela periódica, dê o

símbolo do átomo, no estado fundamental, que

tem a seguinte configuração na camada de

valência:

a) 3s2

b) 2s22p1

c) 4s24p3

d) 5s25p4

e) 6s26p6

Exercícios:

3) Utilize a tabela periódica para determinar a

configuração eletrônica do tungstênio (W), que

é usado nos filamentos da maioria das

lâmpadas incandescentes.

Exercícios:

4) Que elemento é:

a) Um halogênio do quinto período?

b) Um gás nobre do terceiro período?

c) Um metal alcalino com mais uma camada

ocupada do que o potássio?

d) Um elemento de transição com uma

configuração 3d3?

Exercícios:

A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES

ATÔMICAS

Algumas propriedades atômicas

Apresentam variações periódicas em função do Z

RAIO ATÔMICO

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

AFINIDADE ELETRÔNICA

ELETRONEGA-TIVIDADE

1. RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO

• Tem relação direta com o tamanho dos átomos, sendo definido

como a metade da distância entre os núcleos de átomos

vizinhos.

• Metal: o raio é a metade da

distância entre os centros de

átomos vizinhos em um sólido.

Ex.: No cobre sólido a distância

entre os núcleos vizinhos é de

256pm e o raio atômico será

128pm. (1pm=10-12m).

Raio atômico = r. Fonte:

Princípios de Química, Cap. 1.

RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO

• Não metal ou metaloide: o raio é a metade da

distância entre os núcleos de átomos unidos por

ligação química (raio covalente).

Ex.: No Cl2 a distância entre os núcleos de uma

molécula é de 198pm, logo o raio covalente do Cl

será 99pm.

• Gás nobre: o raio é a metade da distância entre os

centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás

solidificado (raio de van der Waals).

Os raios atômicos (em picômetros - 10-12m) dos elementos do grupo principal. Os raios

decrescem da esquerda para direita em um período e crescem de cima para baixo em

um grupo. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

Variação dos raios atômicos na tabela periódica

Variação dos raios atômicos nos períodos. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1, pág.

40.



Variação dos raios atômicos na tabela periódica (em Ångström – 10-10m . Fonte:

Química: a Ciência Central, Cap. 7.

Como explicar a variação do Raio Atômico nos grupos e nos períodos?

GRUPOS

PERÍODOS

É explicado pela ocupação dascamadas por elétrons, com oaumento do número quânticoprincipal .

É explicado pelo efeito doaumento da carga nuclear.Quanto maior a carga nuclear(maior Z), menor o raio.

• O tamanho do íon é a distância entre

os íons em um composto iônico;

• Os cátions deixam vago o orbital

mais volumoso e são menores do

que os átomos que lhes dão

origem;

• Os ânions adicionam elétrons ao

orbital mais volumoso e são maiores

do que os átomos que lhe dão

origem.

RAIO DE UM ÍON

Raio iônico de um elemento é

a sua parte da distância entre

íons vizinhos em um sólido

iônico. Fonte: Princípios de

Química, Cap. 1, pág. 40.

Comparação dos raios, em Å, de átomos neutros e íons.

Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 224.

Comparação entre raios atômicos e iônicos

5) Dos pares de elementos abaixo, prediga qual

deverá apresentar maior tamanho:

a) Rb (Z= 37) e Fr (Z= 87)

b) K (Z= 19) e Ca (Z= 20)

c) C (Z= 6) e N (Z= 7)

Exercícios:

6) Arranje cada um dos seguintes pares de íons

na ordem crescente do raio iônico:

a) Mg2+ e Ca2+

b) O2- e F-

Exercícios:



a) Mg2+ e Ca2+

b) O2- e F-

Exercícios:



a) Mg2+ e Ca2+

b) O2- e F-

Exercícios:

Fonte: Princípios de

Química, Cap. 1, págs. 41

e 42.

2. ENERGIA DE IONIZAÇÃO

• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia

necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:

Na(g) Na+(g) + e-. (Cátion monovalente)

• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para

remover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) Na2+

(g) + e-. (Cátion bivalente)

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para

se remover o elétron;

• É expressa em elétron-volts (eV) para um átomo isolado ou em

quilojoules por mol de átomos (kJ.mol-1).

Para cada novo elétron removido de um átomo (2º, 3º,

... elétron) mais energia é requerida.

Primeira EI do Mg: 738

kJ.mol-1Segunda EI do Mg: 1451

kJ.mol-1

2. ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Variações nas Energias de Ionização sucessivas

• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando

um elétron mais interno é removido.


Como explicar a variação da EI nos grupos e nos períodos?

GRUPOS

PERÍODOS

A EI diminui à medida que

descemos em um grupo, pois o

elétron do nível mais externo émenos atraído pelo núcleo.

* Exceções: a remoção do primeiro elétron p e a

remoção do quarto elétron p.

Geralmente a EI aumenta ao longo

do período, pois com o aumento da

carga nuclear fica mais difícil

remover um elétron.*

Variação das EIs na tabela periódica

Primeiras EIs dos elementos do grupo principal em kJ/mol. Fonte: Princípios de

Química, Cap. 1.

1º elétron p. 4º elétron p.

Variação das primeiras EIs dos elementos nos períodos. Fonte: Princípios de Química,

Cap. 1.



As primeiras EI para os elementos representativos nos primeiros 6 períodos.


Por que o boro (Z=5) apresenta menor E.I. que o berílio (Z=4) mesmo apresentando maior carga nuclear?


Irregularidades nos períodos:

BoroÉletron a ser removido: 2p

Menos atraído pelo núcleo

BerílioÉletron a ser removido: 2s

Mais atraído pelo núcleo

Maior E.I.

Menor E.I.

Por que o oxigênio (Z=8) apresenta menor E.I. que o nitrogênio (Z=7) mesmo apresentando maior carga nuclear?


Irregularidades nos períodos:

NitrogênioÉletron removido de orbital 2p com

1 elétron

Menor repulsão

eletrônica

OxigênioÉletron removido

de obital 2p com 2 elétrons

Maior a repulsão

eletrônica

Menor E.I.

Maior E.I.

Observação:

Gases Nobres

Apresentam elevadas energias de ionização, pois a remoção de um elétron quebra o octeto da camada de valência. Isso explica a pouca tendência de sofrerem

reações.

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn


8) Para cada dos seguintes pares de átomos, indique qual

tem a primeira energia de ionização mais alta e

explique por que:

a) S (Z= 16) e P (Z= 15)

b) Al (Z= 13) e Mg (Z= 12)

c) Sr (Z= 38) e Rb (Z=37)

d) K (Z= 19) e Rb (Z= 37)

Exercícios:

3. AFINIDADE ELETRÔNICA

“Quantidade de energia, ΔH, envolvida no processo em que um átomo no estado isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um

elétron, formando um íon negativo.”

Átomo ganha um elétron

Energia é liberada

Valor de ΔH é negativo

Quanto mais negativo for ΔH, maior a tendência do átomo em receber um elétron.

Afinidade eletrônica negativa

Ânion formado é

estável

Ocorre liberação de

energia

Afinidade eletrônica positiva

Ânion formado é

instável

Necessário o fornecimento

de energia

- Os valores de afinidade eletrônica são difíceis de medir;- Não são conhecidos valores exatos para todos oselementos;- Alguns valores são calculados teoricamente.



• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.

F(g) + e- F

-(g) + 328 KJ

Como explicar a variação da AE nos grupos e nos períodos?

GRUPOS

PERÍODOS

A AE tende a diminuir à medida que

descemos em um grupo, pois a

atração do núcleo em relação aoselétrons diminui.

* Exceções: a adição do primeiro elétron p e a

adição do quarto elétron p.

Geralmente a AE aumenta ao

longo do período, pois com o

aumento da carga nuclear fica mais

fácil atrair um elétron.*

Variação da AE em kJ/mol, dos elementos do grupo principal. Fonte: Princípios de

Química, Cap. 1.


1º elétron p. 4º elétron p.

Cuidado com a notação do sinal!

O Atkins utiliza sinal positivo para representar uma maior AE,

Já o Russel utiliza sinal negativo para representar a maior AE!

Elementos com maior afinidade eletrônica pois necessitam ganhar um elétron para completar o octeto.

Afinidade eletrônica dos halogênios. Fonte: Química Geral, Russel, Vol. 1, Cap. 7.

Berílio e Magnésio

Apresentam valores positivos para a afinidade eletrônica

Elétrons devem ser adicionados no subnível “p” parcialmente blindado pelos elétrons do subnível “s” da

mesma camada.

Li (Z=3): 1s2 2s1

Be (Z=4): 1s2 2s2 2p0

Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p0

Maior afinidade

Menor afinidade

Menor afinidade


Nitrogênio e Fósforo

Apresentam valores não tão negativos para a afinidade eletrônica

Elétrons adicionados ocuparão o subnível “p” semipreechido ocasionando uma repulsão inter-

eletrônica.

C (Z=6): 1s2 2s2 2p2

N (Z=7): 1s2 2s2 2p3

P (Z=15): [Ne] 3s2 3p3

Maior A.E.

Menor A.E.

Menor A.E.


9) Explique porque a AE do Carbono é maior do que

a do Nitrogênio.

Exercícios:

a) Um átomo de C pode

acomodar um elétron adicional

em um orbital p vazio. b) Quando

um elétron se adiciona a um

átomo de N, ele deve se

emparelhar com um elétron em

um orbital p, o que é difícil devido

a repulsão entre as cargas

negativas. Assim o N tem menor

AE que o C.

Fonte: Princípios de Química,

Cap. 1.

10) Para cada dos seguintes pares de átomos,

estabeleça qual elemento deveria ter a maior

afinidade eletrônica e explique por que:

a) Br (Z= 35) e I (Z= 53)

b) Li (Z= 3) e F (Z= 9)

c) F (Z= 9) e Ne (Z=10)

Exercícios:

Bibliografia:

1. RUSSEL, J. B. Química Geral, vol.2, 2ed. São Paulo:

Pearson Makron Books, 1994.

2. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química:

questionando a vida moderna e o meio ambiente, 5ed.

Porto Alegre: Bookman, 2012.

3. Brow, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química a

Ciência Central, 9ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.

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