tabela periodica e propriedades

tabela periodica e propriedades

Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais evidentes.

  • Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais evidentes.

  • Isto facilitaria previsões a partir de conhecimentos anteriores.

  • Um dos recursos mais usados em Química para atingir essa finalidade é a tabela periódica.

Classificação dos Elementos Químicos (O Primeiro Elemento)

  • "Ao lado, o fósforo (P). Primeiro elemento a ser descoberto.

  • Ponto de partida para a construção da Tabela Periódica".

Johann W. Dobereiner (1817) (O Primeiro Modelo de Tabela Periódica)

  • Grupo de 3 elementos colocados em ordem

crescente de suas massas atômicas, onde a massa do elemento central era a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membro.

  • Muitos dos metais não podiam ser agrupados em

tríades.

  • Com isto, nascia a idéia de que as propriedades dos elementos estariam ligadas as massas atômicas.

Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862) (O Segundo Modelo de Tabela Periódica)

  • O químico e geólogo francês propôs um sistema denominado “parafuso telúrico.”

  • Distribuiu os elementos na forma de uma espiral de 45º que na superfície de um cilindro.

  • Em cada volta da espiral ele colocou 16 elementos em ordem crescente de massa atômica, de modo a posicionar os elementos com propriedades semelhantes um por baixo do outro na geratriz do cilindro.

John A.R. Newlands (1864) (O Terceiro Modelo de Tabela Periódica)

  • Publicou uma tabela com elementos

dispostos em ordem crescente de

massas atômicas e, observou que a

cada 8 elementos apareciam analogias entre si, ou seja, os elementos 1, 8, 15, etc. Este modelo ficou conhecido como lei das Oitavas.

  • A idéia de Newlands foi ridicularizada

pela analogia com os sete intervalos da

escala musical.

  • Foi o 1º a observar a idéia de

periodicidade das propriedades em

função das massas atômicas.

Dimitri Ivanovich Mendeleev (1869) (O pai da Tabela Periódica dos elementos químicos)

  • Em 1869, enquanto escrevia seu

livro de química inorgânica,organizou os elementos na forma da tabela periódica atual.

  • Mendeleev criou uma carta para

cada um dos 63 elementos

conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas.

Dimitri Ivanovich Mendeleev (1869) (O Quarto Modelo de Tabela Periódica)

  • A tabela periódica de Mendeleev exibia semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal.

  • 1º Lei Periódica – “As propriedades dos elementos químicos são funções periódicas de suas massas atômicas.”

  • Em 1966 recebeu o Nobel pelo seu trabalho.

Henry Moseley (1913) (O cientista britânico)

  • O cientista britânico descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo.

  • Moseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo.

  • Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.

Glenn Seaborg (1951) (A Tabela Periódica nos dias de hoje)

  • Realizou a última maior troca na tabela periódica em 1950.

  • A partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os

elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102).

  • Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.

Grupos ou Famílias A e Zero

  • Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos, e seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p.

  • Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de valência . Elas recebem ainda nomes característicos.

Grupos ou Famílias B (Transição Externa ou Transição Interna)

  • Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de transição.

  • Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d (Transição Externa) ou em subníveis f (Transição Interna)

Regras para determinar o grupo dos elementos (Classificação Antiga 1A à 8A):

  • Se a distribuição terminar em sx, o elemento pertencerá ao grupo X.

Ca(Z=20)-1s22s22p63s23p64s2

Grupo: 2 (metais alcalinos terrosos)

Período: 4

  • Se a distribuição terminar em px, o elemento pertencerá ao grupo (x+2)

P(Z=15)- 1s22s22p63s23p3

Grupo: 5A (grupo do nitrogênio)- (3+2)

Período: 3

Regras para determinar o grupo dos elementos (Classificação nova- IUPAC- 1 a 18):

  • Se a distribuição terminar em sx, o elemento pertencerá ao grupo X.

Ca(Z=20)-1s22s22p63s23p64s2

Grupo: 2 (metais alcalinos terrosos)

Período: 4

  • Se a distribuição terminar em px, o elemento pertencerá ao grupo (x+2+10)

P(Z=15)- 1s22s22p63s23p3

Grupo: 15 (grupo do nitrogênio)- (3+2+10=15)

Período: 3

Para determinarmos a que grupo pertence um elemento de transição simples ou externa, devemos somar os elétrons contidos no subnível sx (+ externo) com os elétrons do subnível dy (= energético)= x+y= ? Grupo.

  • Para determinarmos a que grupo pertence um elemento de transição simples ou externa, devemos somar os elétrons contidos no subnível sx (+ externo) com os elétrons do subnível dy (= energético)= x+y= ? Grupo.

  • Grupo Grupo

  • S2 + d1 = 3 → 3 (3B) S2 + d6 = 8 → 8 (8B)

  • S2 + d2 = 4 → 4 (4B) S2 + d7 = 9 → 9 (8B)

  • S2 + d3 = 5 → 5 (35) S2 + d8 = 10 →10 (8B)

  • S1 + d5 = 6 → 6 (6B) S1 + d10 =11 →11 (1B)

  • S2 + d5 = 7 → 7 (7B) S2 + d10 =12 →12 (2B)

  • A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos actinídeos .

  • Essas séries apresentam 14 colunas. (f1 a f14). São elementos que apresentam o elétron de diferenciação (edd) alojando-se no subnível f, da ante-penultima camada -(η-2)f.

  • Podem ser classificados em séries dos lantanídeos ou séries dos actnídeos.

Elementos de Transição Interna

  • Série dos Lantanídeos54La ao 71Lu

Subnível + energético = 4f

Última camada = 6s2

  • Série dos Actnídeos89Ac ao 103Lr

Subnível + energético = 5f

Última camada = 7s2

  • Obs. Existem muitas exceções nestas classificações.

Propriedades Aperiódicas e Periódicas

  • Propriedades aperiódicas: são aquelas cujos valores variam ( crescem ou decrescem) na medida que o número atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares.

  • Ex.: Número de nêutrons, massa atômica, calor específico.

  • A massa atômica de um número sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento.

  • Calor específico diminui com o aumento do número atômico

Propriedades Periódicas

  • São aquelas que a medida que o número atômico aumenta, assumem valores semelhantes para intervalos regulares, ou seja, repetem-se periodicamente.

  • São exemplos de propriedades periódicas: raio atômico, eletronegatividade, energia ou potencial de ionização, reatividade química, densidade, volume atômico , eletroafinidade, e ponto de fusão.

2 fatores influenciam o raio de um átomo:

  • 2 fatores influenciam o raio de um átomo:

1)- Número de Níveis energéticos →Grupos

Qto > Z →> nº de camadas → maior distancia núcleo-eletrosfera →> raio atômico.

Grupo →o raio cresce de cima p/ baixo.(aumento do Z)

2)-Atração Núcleo eletrosfera → Períodos

Qto > Z → maior atração prótons-elétrons →

< raio atômico.

Período → o raio cresce da esquerda p/ direita (diminuição do Z)

Raio Iônico

  • Raio do Cátion - Os raios dos íons positivos (cátions) são sensivelmente menores que os raios dos átomos neutros correspondentes. O fato explica-se pela perda de elétrons, que diminui a repulsão na nuvem eletrônica, determinado seu encolhimento. Além disso, a perda de elétrons muitas vezes significa perda da última camada.

  • -Todo átomo neutro possui raio maior que o seu respectivo cátion.

(atração entre prótons e elétrons aumenta)

Raio do Aniôn - Por outro lado, os íons negativos (ânions) são sensivelmente maiores que os átomos neutros correspondentes. Isso se justifica não só pelo aumento de repulsão que se verifica na nuvem eletrônica, como também por um certo aumento no efeito de blindagem (efeito “isolante”), que a adição de elétrons, mesmo no último nível, determina. 

  • Raio do Aniôn - Por outro lado, os íons negativos (ânions) são sensivelmente maiores que os átomos neutros correspondentes. Isso se justifica não só pelo aumento de repulsão que se verifica na nuvem eletrônica, como também por um certo aumento no efeito de blindagem (efeito “isolante”), que a adição de elétrons, mesmo no último nível, determina. 

  • -Todo átomo neutro possui raio menor que o seu respectivo ânion.

(atração entre o próton e o elétron diminui)

Raio de série Isoeletrônicas

  • Isoeletrônicossão átomos ou íon com o mesmo número de elétrons. Nesse caso(mesmo número de elétrons), terá maior raio aquele que apresentar menor número atômico Z).

  • 11Na1+, 12Mg2+, 13Al3+, 10Ne, 9F1-, 8O2-, 7N3

10e- 10e- 10e- 10e- 10e- 10e- 10e-

  • Portanto: > Raio: Nitrogênio → menor Z.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO ou POTENCIAL DE IONIZAÇÃO - (E.I.)

  • É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.

  • X0(g) + energia  X+(g) + e-

  • A remoção do primeiro elétron, que é o mais afastado do núcleo, requer uma quantidade de energia denominada primeira energia de ionização (1º E.I.) e assim sucessivamente.

  • Ex. Mg(g) + 7,6 eV  Mg+ (g) + 1 e´ (1a E.I.)

  • Mg(g) + 14,9 eV  Mg+ (g) + 1 e´ (2a E.I.)

  • Mg(g) + 79,7 eV  Mg+ (g) + 1 e´ (3a E.I.)

  • Assim:

  • 1ºE.I < 2ºE.I < 3ºE.I .................

REATIVIDADE QUÍMICA

  • A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons.

  • Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade.

  • Entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)

  • Entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).

Reatividade Química

PONTO DE FUSÃO (PF) e PONTO DE EBULIÇÃO (PE)

  • PONTO DE FUSÃO - é a temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido.

  • PONTO DE EBULIÇÃO- é a temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso.

  • Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos), IIB, 3A, 4 A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da tabela. De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores PF e PE estão situados na parte inferior.

  • Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE crescem da extremidades para o centro da tabela.

Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição

Comentários