Ge Tabela Periódica e Periodicidade Química - CCT · P Ge Au Histórico • Alguns elementos químicos já eram conhecidos desde a antiguidade... Ex: Au, Ag, Sn, Cu, Pb e Hg

Tabela Periódica

e

Periodicidade Química

Prof. Fernando R. Xavier

UDESC 2013

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Histórico

• Alguns elementos químicos já eram conhecidos desde a antiguidade...

Ex: Au, Ag, Sn, Cu, Pb e Hg...

É fato que...

Mas...

• A primeira descoberta científica de um elemento químico foi em 1669,

quando o alquimista Henning Brand isolou uma amostra de fósforo partindo-

se da urina humana.

E passados cerca de 200 anos...

60 elementos isolados !!!

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Histórico

Pergunta: Como organizar os elementos químicos?!

• Os cientistas adoram organizar coisas!!!

Resposta: De tal maneira que as semelhanças e diferenças entre eles

tornem-se evidentes. Assim, isso poderia ainda facilitar a descoberta de

novos elementos.

Os cientistas começaram a determinar as propriedades físicas e

químicas de cada elemento conhecido e, com base nisso, tentaram

criar grupos específicos de elementos.

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Histórico

• No início do séc. XIX John Dalton criou uma lista de

elementos com base em suas massas atômicas (mesmo

errôneas). Os elementos eram simplesmente colocados em

ordem crescente de massa.

Estudou elementos com propriedades químicas

parecidas (primeiramente Ca, Sr e Ba) e

percebe a massa atômica do Sr é a média da

massas atômicas do Ca e do Ba.

Problema: Cl, Br e I tinham propriedades

semelhantes porém massas muito diferentes!

• 1829 – Johann Döbereiner

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Histórico As tríades de Döbereiner

E mais tarde...

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Histórico

O parafuso telúrico

de Chancourtois

• 1862 – Alexandre Chancourtois

Porém... não funcionavam para todos os elementos conhecidos e a idéia não

recebeu muita atenção.

Era geólogo – e propôs que os elementos químicos

conhecidos na época fossem colocados em linhas

espirais em volta de um cilindro.

• Telúrico Relativo à Terra;

• Dividido em 16 setores radialmente;

• Elementos semelhantes em linha vertical;

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Histórico

Lei das Oitavas de

Newlands

• 1864 – John Newlands – o músico

Um amante da música – e propôs que os elementos

químicos fossem colocados em linhas horizontais em

grupos de 7 utilizando a periodicidade das notas

musicais como base.

• Desprezado pela comunidade científica;

• Somente 20 anos depois, sua idéia de

periodicidade foi reconhecida;

• Foi um dos precursores das idéias de

Mendeleev;

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Histórico

• 1869 – Dmitri Mendeleev

Teve a idéia de separar os elementos em linhas e

colunas (famílias) segundo suas propriedades físico-

químicas e, em uma ordem crescente de massa

atômica.

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Histórico

• O “insight” ...

Mendeleev teve que deixar espaços vagos entre alguns elementos

para que fossem respeitadas as propriedades dos elementos

químicos.

As lacunas eram elementos ainda não descobertos pelo homem!!!

• A conclusão:

Mendeleev fez estudos tão profundos

que foi capaz de prever as

propriedades físico-químicas de

alguns elementos químicos

desconhecidos.

A estes elementos desconhecidos,

Mendeleev adicionava o prefixo

“eka” ao nome do elemento

ligeiramente acima da lacuna. Ex.:

eka-silício

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Histórico

• O “eka-silício”

Propriedade Eka-silício (1871) Germânio (1886)

Massa atômica 72 73,32

Massa específica 5,5 5,47

Volume atômico 13 cm3 13,22 cm3

Cor cinzento cinzento-claro

Calor específico 0,073 0,076

Aquecimento ao ar Forma óxido branco Forma óxido branco

Previsão das propriedades físico-químicas:

• Primeira versão da Lei Periódica:

“Algumas propriedades físico-químicas dos elementos vaiam

periodicamente em função de suas massas atômicas.”

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Histórico

• A tabela periódica de Mendeleev – 1871

• Um certo Lothar Meyer...

Trabalhou independentemente na Alemanha e chegou a

mesma conclusão que Mendeleev, publicando seus

resultados antes mesmo do russo...

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Histórico

• Henry Moseley – 1913

Através de estudos utilizando raios X, Moseley fez

importantes descobertas com relação ao núcleo

atômico e assim surgiu a idéia do número atômico (Z)

que posteriormente foi associada ao número de

prótons em um dado núcleo.

Assim... Os experimentos comprovaram que era em

função do número de prótons e não da massa atômica,

que as propriedades dos átomos variavam.

• Versão atual da Lei Periódica ou Lei de Moseley

“Algumas propriedades físico-químicas dos elementos vaiam

periodicamente em função de seus números atômicos (Z).”

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As propriedades e a distribuição eletrônica

• Niels Bohr

Estabeleceu a relação entre a periodicidade das

propriedades dos elementos e a semelhança de suas

configurações eletrônicas.

As posições dos elementos na tabela periódica são fornecidas pelas suas

distribuições eletrônicas, principalmente das suas camadas de valência.

• A forma longa da Tabela Periódica

Logo...

Apesar de 19 dos 118 elementos não seguirem a distribuição eletrônica

regular de Linus Pauling, é esta a metodologia adotada atualmente para a

montagem da tabela periódica moderna.

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• A forma longa da Tabela Periódica

Subnível mais energético:

• “s” ou “p” – Elemento representativo (amarelo e verde);

• “d” – Elemento de transição externa (laranja);

• “f” – Elemento de transição interna (rosa);

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Elementos representativos: o número de elétrons de valência corresponde

ao algarismo das unidades do grupo a que o elemento pertence.

Configuração eletrônica: (nsX – bloco “s” ou ns2npX – bloco “p”)

Exemplos:

• 11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1

3s1 elétron de valência

Orbital “s” em preenchimento

3º período

• 34Se – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4

6 elétrons de valência

Orbital “p” em

preenchimento

4º período

4s24p4

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Elementos de transição (externa): são os grupos 3 a 12 da tabela.

Possuem uma configuração eletrônica do tipo: (ns2(n-1)dX – bloco “d”)

Exemplos:

• 22Ti – 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d2

• 46Pd – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 8 elétrons

Orbital “d” em

preenchimento 5º período

2 elétrons

Orbital “d” em

preenchimento

4º período

4s23d2

5s24d8

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Exemplos:

• 58Ce – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f2

• 92U – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f4

Elementos de transição (interna): são dentro do grupo 3 da tabela.

Possuem uma configuração eletrônica do tipo: (ns2(n-2)fX – bloco “f”)

2 elétrons Orbital “f” em

preenchimento

6s24f2 6º período

7s2 5f4

4 elétrons Orbital “f” em

preenchimento

7º período

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Os gases nobres: Possuem camadas eletrônicas completamente

preenchidas - ns2np6

Os gases nobres sob

corrente elétrica

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Até 1986... Organização

Períodos (1 até 7)

Famílias (I até VIIA) – representativos

(I até VIIIB) – transição

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A forma compacta da Tabela Periódica – Julho 2013

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•O futuro...

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O grupo 11...

Não obedecem a distribuição eletrônica de Linus Pauling!!!

Situação ideal: ns2(n-1)d9

Orbital interno “d” ganha

estabilidade se completamente

preenchido

Situação real: ns1(n-1)d10

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As propriedades periódicas

• Variam em função do aumento de Z ao longo de cada período.

• O raio atômico

O raio atômico é a distância entre o centro de um átomo e os limites da sua

eletrosfera. Determinado via técnica de difratometria de raios X – distância

entre os núcleos.

Z

r

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O aumento do raio atômico:

No período: da direita para a esquerda;

No grupo: de cima para baixo;

Nro. de camadas

eletrônicas

Carga nuclear

efetiva (Zef)

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A carga nuclear efetiva (Zef): é a força atrativa que o núcleo exerce

sobre os e- da camada de valência. A Zef não é igual a carga nuclear total

devido ao efeito de blindagem das camada eletrônicas interiores.

Exemplo: Cálculo da Zef para o 2o período.

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

K 2 2 2 2 2 2 2 2

L 1 2 3 4 5 6 7 8

Zef 3-2=1 4-2=2 5-2=3 6-2=4 7-2=5 8-2=6 9-2=7 10-2=8

Como aumento de Zef , ocorre uma maior atração do núcleo sobre os

elétrons do último nível energético e assim o raio atômico diminui.

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• O raio atômico x raio iônico

13Al – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Zef = Z – S

13 – 10 = 3

• Átomo – elétron = cátion (+)

13Al3+ – 1s2 2s2 2p6 Zef = Z – S

13 – 2 = 11

Raio do Átomo > raio do cátion

• Átomo + elétron = ânion (-)

8O – 1s2 2s2 2p4 Zef = Z – S

8 – 2 = 6

8O – 1s2 2s2 2p6 Zef = Z – S

8 – 2 = 6

Raio do Átomo < raio do ânion

A entrada de 2 e- não altera a

Zef mas a repulsão eletrônica

aumenta.

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• O raio atômico x Raio Iônico

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• Íons isoeletrônicos

Exemplo de série isoeletrônica: 13Al3+, 12Mg2+, 11Na+, 10Ne, 9F-, 8O

2-

Todas as espécies químicas apresentam 10 e-.

13Al3+ Zef = Z – S = 13 – 2 = 11

12Mg2+ Zef = Z – S = 12 – 2 = 10

11Na+ Zef = Z – S = 11 – 2 = 9

10Ne Zef = Z – S = 10 – 2 = 8

9F- Zef = Z – S = 9 – 2 = 7

8O2- Zef = Z – S = 8 – 2 = 6

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8

9

10 11

12 13

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É a energia necessária para retirarmos 1 elétron de um átomo (ou

íon) isolado no estado gasoso.

• Energia (potencial) de ionização

Al(g) + 1a energia de ionização (6 eV) Al+(g) + e-

Al+(g) + 2a energia de ionização (18,8 eV) Al2+(g) + e-

Al2+(g) + 3a energia de ionização (28,4eV) Al3+

(g) + e-

13Al – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1a energia de

ionização < 2a energia de

ionização < 3a energia de

ionização

Ocorre redução do raio iônico e aumenta a atração nucleo-eletrosfera.

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• Energia (potencial) de ionização

Al3+(g) + 4a energia de ionização (120 eV) Al4+

(g) + e-

<<< 3a energia de

ionização

4a energia de

ionização

28,4 eV 120 eV

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• Afinidade eletrônica ou eletrofinidade

É a energia liberada quando um átomo neutro e isolado no estado

gasoso captura um elétron.

X(g) + e- X1-(g) + energia

• Exemplos:

Cl(g) + e- Cl1-(g) + energia – processo exotérmico

Ar(g) + e- + energia Ar1-(g) – processo endotérmico

Qual a diferença ?!

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• Afinidade eletrônica ou eletrofinidade

O aumento da eletrofinidade:

No período: da esquerda para a direita;

No grupo: de baixo para cima;

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• Eletronegatividade

É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons para perto

de si, em comparação a outro átomo.

Importante:

• Quem atrai os elétrons é o núcleo atômico;

• O núcleo vai atrair os elétrons de valência, uma vez que as

camadas internas estão completas;

• Não é definida eletronegatividade para os gases nobres;

A escala de Linus Pauling:

É uma escala relativa onde foi atribuído ao flúor (F) o valor 4,0 como

sendo o mais eletronegativo de todos os elementos.

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• Eletronegatividade

A escala de

Alfred e Rochow

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• Eletropositividade ou caráter metálico

É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em

comparação a outro átomo.

Importante:

• É uma propriedade inversa a

eletronegatividade;

• Quanto maior for o átomo, menor

será a atração do núcleo sobre as

última camada e assim mais

facilmente o elétron ser doado;

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Classificação dos elementos segundo suas propriedades

- Dos 117 elementos conhecidos atualmente 91 são metais;

- A principal característica dos destes é a eletropositividade, e daí o

termo caráter metálico;

- Possuem forte tendência de doar elétrons e formar cátions;

Fisicamente os metais são:

• Metais

- Bons condutores de calor;

- Bons condutores de eletricidade;

- Maleáveis

- Dúcteis - Brilho metálico;

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• Ametais ou não metais

- São conhecidos atualmente 20 elementos não metalicos;

- A principal característica dos destes é a eletronegatividade;

- Possuem forte tendência de atrair elétrons e formar ânions;

Fisicamente os ametais são:

- Isolantes térmicos;

- Isolantes elétricos;

- Não possuem brilho;

S

P

C

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• Semi-metais

- São conhecidos atualmente 7 elementos semi-metalicos;

- Possuem propriedades intermediárias entre metais e não metais;

Exemplos:

- Semicondutores

(Si e Ge)

- Resistência

mecânica;

B

As

- Veneno;

Sb

- Materiais anti-chama;

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• Gases Nobres

- São conhecidos atualmente 7 gases nobres;

- Possuem inércia química, com raras exceções;

Exemplos:

He

Ne

Ar

Xe Kr

Rn

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/9c/Krypton-glow.jpg

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• Hidrogênio

- É o menor elemento da tabela e com propriedades atípicas;

- Não é classificado em nenhum grupo específico;

75% da massa do universo é Hidrogênio!!!

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