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TABELA

PERIÓDICA

TABELA PERIÓDICA

Períodos:

Linhas horizontais;

Indicam o número de camadas na

eletrosfera do átomo → elementos que

se encontram no 1º período possuem 1

camada na eletrosfera; elementos que

se encontram no 2º período possuem 2

camadas e assim por diante.

TABELA PERIÓDICA

Grupos:

Linhas verticais (ao todo 18);

Elementos representativos: grupos 1, 2 e do 13 ao 18 →

número do grupo coincide com o número de elétrons da

última camada do átomo (camada de valência) →

elementos que se encontram no grupo 1 possuem 1 elétron

na última camada; elementos que se encontram no grupo 2

possuem 2 elétrons na camada de valência.

* Do grupo 13 ao 18, o número de elétrons da última

camada coincide com o último número do grupo →

elementos que se encontram no grupo 13, possuem 3

elétrons na última camada; elementos que se

encontram no grupo 14, possuem 4 elétrons, e assim

por diante.

TABELA PERIÓDICA

* Dentre os representativos há metais,

ametais, semimetais e gases nobres:

Semimetais: boro (B), silício (Si), arsênio

(As), telúrio (Te) e astato (At);

Ametais: carbono ( C ), nitrogênio (N),

oxigênio ( O ), flúor (F), fósforo (P), enxofre

(S), cloro (Cl), selênio (Se), bromo (Br), iodo

(I);

Gases nobres: elementos do grupo 18;

Metais: todos os outros.

TABELA PERIÓDICA

* Todos os gases nobres são gases

monoatômicos.

* Outros gases existentes, mas diatômicos

são: hidrogênio (H2), oxigênio ( O2 ),

nitrogênio (N2), cloro (Cl2) e flúor (F2).

* Todos os metais são sólidos, com exceção

do mercúrio (Hg), que é líquido.

* O único ametal líquido é o bromo, que

também é diatômico (Br2).

O iodo é um ametal sólido e diatômico (I2).

TABELA PERIÓDICA

O hidrogênio, cujos átomos são responsáveis por

aproximadamente 70 % da massa do Universo, é

um caso especial na classificação dos grupos: seus

átomos e substâncias possuem algumas

propriedades semelhantes às dos elementos do

grupo 17 e configuração eletrônica semelhante à

dos elementos do grupo 1, apesar de não ser um

metal. Por esse motivo, embora seja colocado

acima do grupo 1 em várias tabelas, ele não

pertence a esse grupo. Em algumas tabelas,

chega-se a colocar o hidrogênio separado de todos

os outros elementos.

TABELA PERIÓDICA

Dentre os grupos 3 ao 12,

existem elementos de transição

externa e interna → os

lantanídios, por se encontrarem

no 6º período, do grupo 3 e os

actinídios, por se encontrarem

no 7º período, do grupo 3, são

chamados de transição interna.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA

PERIÓDICA

Através da distribuição eletrônica, podemos

prever a localização dos elementos na Tabela

Periódica:

s1: grupo 1

1s1: 1º período/grupo 1;






7s1: 7º período/grupo 1.


PERIÓDICA

s2: grupo 2







7s2: 7º período/grupo 2.


PERIÓDICA

s2p1: grupo 13

2s22p1: 2º período/grupo 13;





7s27p1: 7º período/grupo 13.


PERIÓDICA

s2p2: grupo 14






7s27p2: 7 período/grupo 14.


PERIÓDICA

s2p3: grupo 15








PERIÓDICA

s2p4: grupo 16








PERIÓDICA

s2p5: grupo 17








PERIÓDICA

s2p6: grupo 18



4s24p6: 4ºperíodo/grupo 18;





PERIÓDICA

4s23d1: 4º período/grupo 3;









4s23d10: 4º período/grupo 12.


PERIÓDICA



5s24d3: 5º período/ grupo 5;







5s24d10: 5º período/grupo 12


PERIÓDICA










6s25d10: 6º período/grupo 12.


PERIÓDICA












PERIÓDICA

Considerando a distribuição eletrônica do argônio

(Ar) como 1s22s22p63s23p6, podemos afirmar que

todos os elementos quarto período têm essa

mesma configuração para os seus primeiros 18

elétrons e que diferem somente na configuração

dos elétrons que estão sendo distribuídos depois

desses primeiros 18.

Assim, podemos representar a distribuição

eletrônica do potássio, por exemplo, por: [Ar]4s1.

Da mesma forma, podemos representar a

distribuição eletrônica do ferro por: [Ar]3d64s2.


PERIÓDICA

Como o que interessa são os elétrons

de valência, podemos generalizar

essas regularidades para todos

químicos e afirmar que a distribuição

eletrônica para elementos de um

mesmo período terá uma parte de

sua configuração comum a todos os

elementos desse período e que essa

parte é idêntica à do gás nobre do

período anterior.

METAIS

Eis as propriedades que caracterizam os

materiais metálicos:

Boa condutibilidade térmica (calor) e

elétrica;

Brilho característico;

Ductibilidade (capacidade de formar fios);

Maleabilidade (capacidade de formar

lâminas finas); sólidos nas condições

ambientes, com exceção do mercúrio (Hg),

que é líquido.

METAIS, NÃO METAIS E GASES NOBRES

Os não metais formam

substâncias simples de

aparência opaca e quebradiça,

geralmente más condutoras de

eletricidade e calor, com exceção

do carbono na forma de grafite,

que é bom condutor de

eletricidade e calor.

GASES NOBRES

Ao contrário dos demais elementos químicos, os

átomos dos gases nobres dificilmente se combinam

com outros. Normalmente são encontrados isolados,

formando substâncias simples e monoatômicas. Por

isso, são considerados relativamente inertes, ou seja,

incapazes de reagir com outras substâncias. Em 1962,

foi sintetizada, acidentalmente, a primeira substância

composta contendo átomos de um gás nobre: o XePtF6.

Nesse mesmo ano foi obtido o XeF4. Atualmente, já

forma sintetizadas mais de 80 substâncias contendo

átomos de xenônio. Você não consegue ver os gases

nobres, mas sua utilização é bastante visível: eles são

largamente empregados em paineis luminosos de

propaganda e em lâmpadas fluorescentes.

INFORMAÇÕES NA TABELA PERIÓDICA

Como ler as informações sobre os elementos químicos na

tabela periódica?

Por exemplo, o elemento fósforo:

Símbolo: P;

Número atômico: 15;

Localiza-se no terceiro período e pertence ao grupo 15,

sendo um elemento representativo;

Encontra-se no estado sólido à temperatura ambiente,

já que seu símbolo está representado na cor preta;

É um elemento natural, já que seu símbolo não está

representado na cor branca;

Possui massa atômica 31.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS: RAIO

ATÔMICO

Raio atômico pode ser

considerado como a

distância entre o centro

do núcleo e a última

camada da eletrosfera.

RAIO ATÔMICO

Como podemos explicar que, ao longo de um período, o raio atômico diminua com o aumento do número atômico?

À primeira vista, isso parece surpreendente, pois o número de elétrons aumenta com o número atômico e seria razoável esperar que, quanto maior o número de elétrons, maior o raio atômico.

Como, ao longo de um período, os elétrons estão sendo distribuídos num mesmo nível de energia, poderíamos imaginar que estão ocupando uma região da eletrosfera que está, aproximadamente, à mesma distância do núcleo. Com o aumento do número atômico, aumenta o número de prótons no núcleo e, consequentemente, a carga nuclear. Dessa maneira, os elétrons que vão sendo distribuídos nesse mesmo nível são cada vez mais fortemente atraídos pelo núcleo, e o raio atômico diminui.

RAIO IÔNICO: CÁTION

Se um átomo perder elétrons

formando um cátion, teremos o

mesmo núcleo atraindo um número

menor de elétrons, aumentando a

intensidade de atração e fazendo com

que os elétrons fiquem mais

próximos do núcleo. O resultado

também é um menor raio iônico.

RAIO IÔNICO: ÂNION

Por outro lado, um átomo, ao receber

um ou mais elétrons, formando um

ânion, continuará com a mesma

carga nuclear para atrair maior

quantidade de elétrons. Isso

resultará em uma atração mais fraca

e, consequentemente, um raio maior

(raio iônico) em comparação ao do

átomo neutro (raio atômico).

PROPRIEDADES PERIÓDICAS : ENERGIA DE

IONIZAÇÃO

X(g) + energia → X+(g) + e-

Como já vimos anteriormente, os átomos de uma

substância podem ganhar ou perder elétrons

formando íons. O processo de retirada de elétrons

de um átomo ocorre com variação de energia.

Para se retirar um elétron do átomo, é necessário

fornecer energia para que ele seja excitado e

passe para níveis mais energéticos até ser

extraído. Essa energia fornecida é denominada

energia de ionização ou potencial de ionização.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Um átomo apresenta uma certa

estabilidade energética que lhe

permite ter identidade própria. O

número de elétrons é igual ao

número de prótons em um átomo

eletricamente neutro, assim retirar

elétrons de um átomo requer uma

quantidade de energia. Essa energia

será maior quanto mais difícil for

retirar elétrons do átomo

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

A primeira energia de ionização

é sempre menor que a segunda.

Esta, por sua vez, é sempre

menor que a terceira, e assim

por diante. Isso ocorre porque,

com a perda de elétrons, o íon

fica cada vez mais positivo e,

portanto, passa a atrair os

elétrons com mais força.

ELETRONEGATIVIDADE

Quando dois átomos estão ligados, há interação elétrica de atração entre os núcleos dos átomos e os elétrons da última camada de ambos. A eletronegatividade está relacionada a tendência que o núcleo de um átomo tem de atrair os elétrons envolvidos numa ligação. Quanto maior for essa tendência de atração, maior a eletronegatividade do elemento.

A eletronegatividade é, portanto, uma grandeza que corresponde à capacidade que o átomo de um elemento possui de atrair elétrons da ligação quando combinado com outro átomo.

Um átomo com pequeno raio atômico atrai elétrons com maior intensidade porque os elétrons estão mais próximos da carga positiva do núcleo.

Podemos dizer, então, que, de maneira geral, a eletronegatividade varia ao longo da tabela periódica de maneira oposta ao raio atômico: quanto maior o raio atômico de um átomo, menor é a sua eletronegatividade e vice – versa. As exceções são o hidrogênio (núcleo com só um próton) e os gases nobres (átomos que já são estáveis).

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