Aula tabela periódica

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Aula tabela periódica

  1. 1. Periodicidade Química 1
  2. 2. Até o final do século Nº de elementos químicos conhecidos XVII 14 XVIII 33 XIX 83 Até hoje ~ 115Século XVI- Pesquisadores começaram a relacionar as propriedades dealgumas substâncias e a massa atômica dos átomos que constitui.No começo dos anos de 1800, as propriedades dos elementos e dos seuscompostos já eram razoavelmente conhecidas e muitas semelhanças naspropriedades químicas e físicas se tornaram aparentes. 2
  3. 3. Como é feita uma organização? 3
  4. 4. As Tríades de Döbereiner1829 - J. W. Döbereiner, químico alemãoEx: (Cl, Br, I); (Ca, Sr, Ba); (S, Se, Te) Peso atômico tríade → média aritmética.1860 - Stanislav CanizarroEsclareceu a diferença entre ÁTOMOS e MOLÉCULAS. O Parafuso Telúrico de Alexandre Chancourtois (1862)O geólogo francês tabelou oselementos conhecidos numa linhaespiral em volta de um cilindro, lido debaixo para cima. 4
  5. 5. Lei das oitavas de John NewlandsEsse químico inglês organizou os elementos em “oitavas” (amante damúsica), seguindo o aumento do peso atômico, ou seja, as propriedades serepetiam a cada 8 elementos.Obs. Parecia dar certo, pois na época os Gases Nobres não haviam sidodescobertos.Meyer e MedeleyevTrabalhando independentemente eles descobriram a lei periódica epublicaram tabelas periódicas dos elementos, conceituando a periodicidadequímica. 5
  6. 6. Elementos → ordem crescente de peso atômico.Em 1869, Meyer mostrou que quando várias propriedades, tais como volumemolar, ponto de ebulição, dureza, etc..., eram representadas graficamente emfunção do seu peso atômico.No mesmo ano Mendeleev publicou sua versão da tabela periódica. Cerca de60 elementos já eram conhecidos na época. A tabela era formada por 12linhas horizontais (séries), em ordem crescente de peso atômico, e 8 colunasverticais (grupos). Nestas colunas permaneciam os elementos de mesmapropriedade.→ Espaços vaziosEle não só previu a existência dos elementos gálio e germânio, mas tambémestimou suas propriedades com grande exatidão. 6
  7. 7. Tabela periódica de Mendeleev 7
  8. 8. A Tabela Periódica ModernaHoje sabe-se que a periodicidade nas propriedades é melhor apresentada seos elementos químicos são colocados em ordem crescente do númeroatômico. PERÍODOS GRUPOS Lei periódica: Quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente de número atômico, é observada uma repetição periódica nas suas propriedades. 8
  9. 9. Elementos representativosConfiguração eletrônica dos elementos:Grupos ou Famílias são as colunas verticais da tabela periódica egeralmente abrigam elementos de características semelhantes. Nº de elétrons Distribuição Família ou na camada eletrônica da camada grupo de valência de valência Nome IA 1 ns¹ Metais alcalinos Metais alcalinos 2 ns² IIA 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 8 ns² np6 Gases nobres 9
  10. 10. • Os períodos são as linha horizontais da tabela enumerados de 1 a 7: Nº do Período Orbitais nº elementos 1ºPeríodo s 2 elementos 2ºPeríodo sp 8 elementos 3ºPeríodo spd 8 elementos 4ºPeríodo spdf 18 elementos 5ºPeríodo spdf 32 elementos 6ºPeríodo spdf 32 elementos 7ºPeríodo spdf ... elementos 10
  11. 11. Elementos de transiçãoCorresponde ao preenchimento do subnível da camada (n-1) destesátomos.Períodos de 4 a 5- Qualquer subcamada “d” pode acomodar 10 elétrons, opreenchimento dá origem a 10 elementos de transição externa. IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 d d d d d d d d d d Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26 1s²2s²2p63s²3p64s²3d6 Período: 4º Família: 8B 11
  12. 12. Lantanídeos e ActinídeosElementos de transição interna, períodos 6 e 7- O subnível aser preenchido é f (n-2), que poderá acomodar 14 elétrons nomáximo, logo cada série com 14 elementos.Lantanídeos ou Terras Raras: elementos da Tabela Periódica, comnúmeros atômicos de 57 (lantânio) a 71 (lutécio).Têm dois elétrons nacamada mais externa, numa configuração 6s2.Actinídeos: elementos na Tabela Periódica, com números atômicosque vão do tório (Z = 90) ao laurêncio (Z = 103). Eles têm configuração7s2. Juntamente com os lantanídeos, compõem o bloco f da TabelaPeriódica. 12
  13. 13. 13
  14. 14. • Raio atômico e iônico• Energia de ionização• Afinidade eletrônica• Propriedades físico-químicas 14
  15. 15. Raio atômico Qual é o “tamanho” de um átomo??? Arbitrariamente, algumas vezes, é definido como o tamanho da superfície-limiteMedidas experimentais do tamanho dos átomos sãodificultadas por uma série de problemas, não referentes atécnicas experimentais, mas à interpretação deresultados. 15
  16. 16. Raio atômico H2 Representação da molécula do H2 0,074 nm 0,037 nm é o raio do átomo de hidrogênioCurva de energia potencial para o H2 (1 nm = 10-9 m) A distância entre átomos de carbono, no diamante, é de 0,154 nm, assim o raio atômico do carbono é de 0,077 nm. Qual seria então a distância internuclear entre os átomos de carbono e hidrogênio no metano (CH4)? De que dependeR: 0,110 nm ou 110 pm, onde 1 pm = 10-12 m a distância? 16
  17. 17. Carga nuclear efetiva A força de atração eletrostática próton - elétron é total Força de repulsão próton-próton e elétron-elétron. Força de atração próton-elétron. 2 camadas eletrônicas. Blindagem da 1º camada sobre elétrons da segunda. 17
  18. 18. Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva, Zef- Carga aparente que afeta um elétronparticular. É menor que a carga nuclear Z, porque cada elétronexterno está parcialmente protegido do núcleo pelos elétronsinternos (Blindagem)Constante de blindagem (S) - A extensão em que a carganuclear total é protegida dos elétrons mais externos pelosoutros elétrons existentes na estrutura, logo: Ζ ef = Ζ − SElétrons no mesmo nível energético são muito poucoprotegidos pelos outros elétrons do mesmo nível, porém sãobastante protegidos pelos elétrons que se encontrem em níveisenergéticos inferiores 18
  19. 19. Raio atômico Varia em função do número atômico (Z)Raio atômico Como explicar o decréscimo do raio atômico ao longo do período? Número atômico 19
  20. 20. Raio atômicoElementos de transição • Nos períodos 4, 5 e 6, o decréscimo do raio atômico é moderado. • Os elétrons são distribuídos na camada externa (n-1)d e (n-2)f, e não na camada de valência, n. • Apresentam maior efeito de blindagem; Contração lantanídica É a contração que ocorre com os lantanídeos, onde o efeito de blindagem quase que compensa o aumento da carga nuclear, resultando numa contração total de 0,013 nm. 20
  21. 21. Raio atômicoO efeito protetor ou a capacidade de blindagem doselétrons seguem a seguinte ordem crescente de acordocom os orbitais ocupados: S p d fDevido a este fato os elementos de transição nãopossuem decréscimo tão acentuado no raio, pois oselétrons ocupam os subníveis d e f e blindam muitomais.Nível/Sub (n-1)d Contração discreta do raio Contração muito discreta do raio.Nível/Sub (n-2)f Apenas 0,001nm de um átomo para outro. Contração lantanóidica. 21
  22. 22. Raio atômico Variação ao longo de um grupo:Elementos do Grupo 1- Metaisalcalinos Elementos do Grupo 4Átomos Raio, pm Átomos Configuração Raio, pmLi 123 eletrônicaNa 157 Ti [Ar]3d2 4s2 132K 203 Zr [Kr]4d2 5s2 145Rb 216 Hf [Xe]5d2 6s2 144Cs 235 22
  23. 23. • Zircônio e Háfnio possuem propriedades semelhantes: pontos de fusão e ebulição, solubilidades, etc. São encontrados juntos na natureza, sendo os mais difíceis de separar. Átomos de elementos de transição do quinto e do sexto períodos com raios atômicos e configurações eletrônicas similares apresentam semelhanças notáveis. 23
  24. 24. Raio atômicoRepresentação esquemática dos raios atômicos dos elementos 24
  25. 25. Raio IônicoNa formação de íons (perda ou ganho de elétrons), o raio iônico deveráaumentar para os ânions e diminuir para os cátions.Quanto maior for o número de elétrons ganhos ou perdidos, maior será adiferença entre os raios iônico e atômico. Raio relativo de átomos e níveisprincipais de energia de elementos do grupo 1A. Ex: Vanádio V = Raio atômico 1,31 Å V2+ = Raio iônico 0,88 Å V3+ = Raio iônico 0,74 Å V4+ = Raio iônico 0,60 Å • Cátions Diminuição do raio • Ânions Aumento do raio 25
  26. 26. Raio Iônico hidratadoQuanto menor for o íon, maior será o seu raio iônico hidratado. É formadoquando o íon atrai moléculas de água em torno de si. δ− δ + δ + Representação de uma molécula de água (polar) Molécula de água (polar) Ra Na > Ra Li Ri Na > Ri Li Relação q/r Rih Na < Rih Li 26
  27. 27. Energia de IonizaçãoDefinição: É a mínima energia necessária para removerum elétron de um átomo gasoso, isolado no seu estadofundamental.1ª Energia de ionização- Trabalho necessário pararemover completamente o elétron mais fracamente ligadode um átomo, no estado fundamental e no estado gasoso.O processo é um reação de ionização: M(g) → + M(g) + e - 27
  28. 28. Energia de ionizaçãoA E.I. de um átomo varia de acordo com a Lei deCoulomb: q1 = carga sobre o elétron q1q 2 e.(Zef ) E= q2 = Zef E= r r r = raio médio do átomo ionizado Zef Zef ou r r 28
  29. 29. Energia de ionização 29
  30. 30. Gases Nobres - E.I. mais elevada (conformação bastante estável-octeto).Nos períodos existem irregularidades: B e Be B - 2p (2s - blindagem) e Be - 2s (muito próximo do núcleo)Logo a E.I. no B é menor (mesmo sendo elétrons do orbital p), quandocomparado com a E.I. do Be (onde o previsto seria o contrário). OeN Neste caso a E.I. no oxigênio é menor que o esperado, logo é menor que a E.I. do nitrogênio. Há uma repulsão dos Isto torna mais fácil a elétrons (ocupando o remoção mesmo espaço, o desse elétron. mesmo orbital. 2p4 30
  31. 31. Afinidade eletrônicaDefinição: A quantidade de energia liberada quando um átomo, noseu estado fundamental gasoso (isolado), recebe um elétron.A.E. é difícil de ser medida e valores precisos não são conhecidospara todos os elementos. Nem todos os valores de A.E. foram obtidosexperimentalmente, alguns foram calculados teoricamente.No período, os valores de A.E. aumentam com o aumento da carganuclear (Z).A.E. é um valor negativo (energia liberada), quando for positivasignifica que a energia é absorvida. 31
  32. 32. Família 1A (Li, Na) Têm um pequena A.E. positiva Be e MgMesmo sendo metais, apresentam um pequena A.E. negativa, pois estespodem aceitar elétrons nos subníveis 2p e 3p respectivamente(energeticamente disponíveis).A blindagem dos elétrons dos orbitais 2s e 3s reduzem a carga nuclear“sentida” pelos elétrons dos orbitais 2p e 3p, logo a A.E. é pequena. Família 5A (N, P)A A.E. aumenta no período com o aumento da carga nuclear até cairdrasticamente na família 5A (N, P). Porque o elétron adicionado deve entrarem uma camada semi-cheia (2p - N e 3p - P). Havendo uma repulsão nos dois elétrons no mesmo orbital (A.E. diminui) 32
  33. 33. Propriedades físicasPontos de fusão, Ponto de ebulição, condutividadetérmica, elétrica, dureza e densidade mostram variaçõesperiódicas com o número atômico.A E.I. e a A.E. são medidas quantitativas da facilidadescom que os átomos perdem ou ganham elétrons, emcondições específicas. E podem prever ocomportamento químico dos elementos. 33
  34. 34. Que conclusão você tira desta imagem? 34
  35. 35. Referências Bibliográficas- RUSSELL, J.B.; Química Geral. McGraw-Hill - 2ªedição – Vol. I - São Paulo.- BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E.; Química Geral, LivrosTécnicos e Científicos. 2ª edição – Vol. I - Rio deJaneiro.- MAHAN, B. Química: um curso universitário. EdgardBlucher – São Paulo. 35

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