QUÍMICA AULA 1: TEORIA ELEMENTOS QUÍMICOS, TABELA ... · PROPRIEDADES PERIÓDICAS. ... desde que isso ocorra naturalmente. É como são encontrados na

QUÍMICA

AULA 1: TEORIA

ELEMENTOS QUÍMICOS, TABELA PERIÓDICA,

PROPRIEDADES PERIÓDICAS.

Professora Priscila MirandaE-mail: [email protected]: +5511976100005

Turmas de Agosto

AULA 1: TEORIA

TURMAS DE AGOSTO 2016 – CURSINHO POPULAR CHICO MENDES PROFESSORA PRISCILA MIRANDA

E-mail: [email protected] WhatsApp: +5511976100005

1

Fonte: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/

A atividade de completar os cartões com os elementos químicos teve

como propósito a pesquisa das características e propriedades dos

elementos químicos e da tabela periódica.

Conceitos trabalhados:

Elemento - Símbolo - Número Atômico - Número de Massa - Família -

Período - Distribuição Eletrônica - Estado Natural - Ponto de Fusão -

Ponto de Ebulição - Raio Atômico - Eletronegatividade –

Eletropositividade - Afinidade eletrônica - Energia de Ionização -

Potencial de Ionização - Modelo Atômico Atual

*Como complemento, ver post ALGUMAS DEFINIÇÕES (https://quimicandocommiranda.wordpress.com/2016/06/10/algumas-definicoes/)

QUÍMICA: Estudo da composição e das propriedades da matéria e das mudanças que ela sofre.

IORGANICA: ácidos, sais, bases e óxidos.

ORGANICA: compostos do elemento carbono

AULA 1: TEORIA



2

1. ELEMENTO QUÍMICO

É o conjunto dos átomos com o mesmo número atômico (Z).

2. SÍMBOLO QUÍMICO

É a representação gráfica universal de um átomo do elemento químico. Composto pela letra inicial em maiúscula, e quando necessário seguido de uma segunda letra minúscula.

3. NÚMERO ATÔMICO

Representado pela letra Z, indica a quantidade de prótons do encontrados no núcleo de um átomo e é o responsável pela diferenciação de um elemento químico de outro. O átomo no estado fundamental é neutro, pois possui a mesma quantidade de prótons e elétrons.

4. NÚMERO DE MASSA

Representado pela letra A, indica a soma dos prótons e nêutrons de um determinado elemento químico.

5. ESTADO NATURAL

É quando o elemento não está agregado a outro elemento para formar um composto, desde que isso ocorra naturalmente. É como são encontrados na natureza. Há elementos que são encontrados mais de uma forma na natureza, o que denominamos de alotropia (exemplo: C pode ser encontrado como diamante, grafite ou carvão mineral).

6. FAMÍLIA

São distribuídas de forma vertical, em 18 colunas. Os elementos químicos que estão localizados na mesma coluna da Tabela Periódica são considerados da mesma família, pois possuem propriedades físicas e químicas semelhantes e apresentam a mesma configuração de elétrons na última camada (camada de valência).

AULA 1: TEORIA



3

Fonte da Tabela: (SALVADOR, 2001)

o Família 1ª, A ou 0 (Grupo 1): Metais Alcalinos (com exceção do Hidrogênio (H))

Principais características: reagem com água (formando hidróxidos (OH)), reagem com óxidos, baixa densidade, moles, muito reativos e eletropositivos, possuem um elétron na última camada de valência, Nox= +1. EXCEÇÃO: Hidrogênio (H) mesmo estando no topo da família 1ª, ele possui um único elétron, com isso a energia para retirar o elétron do hidrogênio é muito maior do que qualquer outro elemento dessa família. Assim ele é classificado como NÃO METAL.

o Família 2A (Grupo 2): Metais Alcalino-Terrosos Principais características: propriedades básicas (alcalinas), eletronegatividade menor ou igual a 1,3 (escala de Pauling), baixa densidade, coloridos, moles, sólidos, apesar de não reagir com água tão rápido como os Metais Alcalinos, os Metais Alcalino-Terrosos também formam hidróxidos fortemente básicos, na reação com halogênios formam sais iônicos, possuem dois elétrons na última camada de valência, tendência a perder elétrons, Nox= +4.

o Família B (Grupo 3 à 12): Metais de Transição

Definição pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC): “Um elemento cujo átomo possui um subnível d incompleto ou que possa vir a formar cátions com um subnível d incompleto”. São representados na tabela periódica pelo bloco B (grupo 3 ao 12). São divido em dois grupos:

Transição Interna:

Lantanóides: Elementos com número atômico de 57 a 71

Família ou grupo

Nº de elétrons na camada de valência

Distribuição eletrônica da camada de valência

Nome

IA 1 ns1 metais alcalinos

IIA 2 ns2 metais alcalino-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 ou 0 8 ns2 np6 gases nobres

AULA 1: TEORIA



4

Actinóides: Elementos com número atômico de 89 até ao 103.

Transição Externa:

Primeiro período de transição: Elementos com número atômico de 21 a 30

Segundo período de transição: Elementos com número atômico de 39 a 48

Terceiro período de transição: Elementos com número atômico de 72 a 80

Principais características: duros, alto ponto de fusão, alto ponto de ebulição, metais, alta condução de calor, alta condução de eletricidade, formam ligas entre si, estado de oxidação variado, número de elétrons na camada de valência variado, potenciais negativos.

o Família 3A (Grupo 13): Família do Boro

Principais características: três elétrons na cama da de valência (EXCEÇÃO: Tl), Nox=+3, carga eletrônica elevada, raio atômico reduzido, eletronegatividade maior que dos elementos das famílias 1A e 2ª.

o Família 4A (Grupo 14): Família do Carbono

Principais características: quatro elétrons na cama da de valência, energia de ionização alta (por isso compostos iônicos simples são raros)

ATENÇÃO: O carbono (C) possui propriedades que o difere dos demais

elementos do grupo. O principal fator diferenciador é a sua capacidade de se

ligar a vários outros átomos de carbono, formando grandes cadeias. É o único

capaz de formar ligações múltiplas (duplas e triplas ligações). Ponto de fusão

extremamente elevad.

o Família 5A (Grupo 15): Família do Nitrogênio

Principais características: cinco elétrons na cama da de valência, Nox máximo +5, alta energia de ionização.

o Família 6A (Grupo 16): Calcogênios

Principais características: seis elétrons na cama da de valência, são Não Metais (Po é o único radioativo).

AULA 1: TEORIA



5

o Família 7A (Grupo 17): Halogênios

Principais características: sete elétrons na cama da de valência, são Não

Metais, eletronegatividade maior que 2,5, são muito oxidantes, reagem com:

metais, não metais, substâncias redutoras e gases nobres, são elementos

perigosos e até letais a seres vivos, extremamente reativos.

Observação: O flúor e cloro são gasosos, o bromo é líquido, o iodo e o astato são

sólidos. Exceto o iodo, são todos tóxicos.

o Família 0 ou 8A (Grupo 18): Gases Nobres

Principais características: oito elétrons na cama da de valência (EXCETO He

tem apenas dois elétrons na camada de valência), dificuldade de

combinar/reagir com outros átomos, baixa reatividade, em condições normais

são gasosos (existem em grande quantidade na atmosfera), baixo ponto de fusão

e ebulição, força Interatômica fraca, mais pesados, não formam facilmente

compostos químicos por terem sua camada de valência completa com elétrons,.

7. PERÍODO

Na tabela atual existem sete períodos, sendo que o número de período corresponde à quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos químicos apresentam.

Fonte Imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/

AULA 1: TEORIA



6

8. CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS

9. PONTO DE FUSÃO É a temperatura em que uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. Por exemplo, a água pura passa do estado sólido para o estado líquido à temperatura de 0ºC. Diz-se por isso que o Ponto de Fusão da água pura é 0ºC.

10. PONTO DE EBULIÇÃO É a temperatura em que uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso. Por exemplo, a água pura passa do estado líquido para o estado gasoso à temperatura de 1000ºC. Diz-se por isso que o Ponto de Ebulição da água pura é 100ºC.

11. RAIO ATÔMICO O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores:

a) Número de níveis de (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.

b) Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho.

METAIS SEMIMETAIS AMETAIS GASES NOBRES HIDROGÊNIO

apresentam brilho metálico

apresentam brilho metálco

não apresentam brilho

Como o p´roprio nome sugere, nas condições ambientes apresentam-se no estado gasoso e sua principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinar com outros elementos

É um elemento atípico, possuindo a propriedade de se combinar com metais, ametais e semimetais. Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável.

conduzem corrente elétrica e calor

pequena condutibilidade elétrica

não são condutores

são maleáveis fragmentam-se fragmentam-se

são usados em moedas e jóias

são utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus

AULA 1: TEORIA



7

Generalizando, o raio atômico (tamanho do átomo):

Numa mesma família: aumenta de cima para baixo na tabela, devido o aumento do número de níveis;

Num mesmo período: aumenta da direita para a esquerda na tabela, devido a diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui a força de atração entre os elétrons.

Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/

12. ELETRONEGATIVIDADE É a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.

Essa força tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será à força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é definida para os gases nobres.

Quanto MENOR o tamanho do átomo, MAIOR será a eletropositividade.


AULA 1: TEORIA



8

13. ELETROPOSIVITIDADE É a tendência que o núcleo do átomo de um elemento tem de se afastar de seus elétrons na camada de valência quando forma um composto. É o contrário da eletronegatividade.

Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MAIOR será a eletropositividade.


14. AFINIDADE ELETRONICA

É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso.

Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MENOR será a afinidade eletrônica.


AULA 1: TEORIA



9

15. ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado.

Quanto maior o raio atômico, menor será a tração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover esse elétron.

Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MENOR será a primeira energia de ionização.


16. POTENCIAL DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado gasoso.

Quanto maior o raio atômico, maior a facilidade para remoção do elétron da camada de valência, sendo assim o potencial de ionização é menor.

Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MENOR será o potencial de ionização.

Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas#energia-de-ionizacao

AULA 1: TEORIA



10

17. MODELO ATÔMICO ATUAL - BÖHR

Fonte Imagem: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i

=22&id=668

O modelo atômico atual é um modelo matemático-probabilístico que se baseia em dois princípios:

I. Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante;

II. Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma particula-onda

O modelo atômico atual aceita tais princípios:

· Elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e se movem em órbitras ao redor do núcleo atômico;

· O núcleo atômico está situado no centro do átomo, sendo constituído por prótons que são partículas de carga elétrica positiva, cuja massa é de aproximadamente 1.837vezes superio a massa do eletrón, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior a dos protóns;

· O átomo é eletricamente neutro porque possui número igual de elétrons e protóns;

AULA 1: TEORIA



11

· O número de protóns no átomo se chama número atômico, representado pela letra Z e utilizado para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica.

· A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos;

· Cada elemento possui um número de elétrons distribuidos nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente;

· Os níveis energéticos (ou camadas), são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q;

· A camada mais próxima do núcleo (K) comporta somente dois elétrons. As camadas L e Q comportam oito elétrons. As camadas M e P comportam dezoito elétrons. E por fim, as camadas N e O comportam trinta e dois elétrons.

· Os elétrons da última camada são responsáveis pelo comportamento químico do elemento e por isso são denominados de Elétrons de Valência;

· O número de massa (representado pela letra A) é equivaletne à soma do número de protóns e nêutrons presentes no núcleo;

Fonte Imagem: http://modeloatomico3.blogspot.com.br/2011/04/o-atual-modelo-atomico.html

AULA 1: TEORIA



12

18. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA: Os átomos são formados por um núcleo e uma eletrosfera. O núcleo é

composto de prótons (partículas de carga positiva) e nêutrons (partículas de carga neutra). A eletrosfera é constituída pelos elétrons (partículas de carga negativa) que giram ao redor do núcleo. Acontece que os elétrons se distribuem na eletrosfera em posições diferentes, uns mais perto do núcleo e outros mais afastados, formando as chamadas camadas eletrônicas. Teoricamente há infinitas camadas que poderiam ser ocupadas pelos elétrons, mas experimentalmente observou-se que existem apenas sete. Eles são designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, sendo K a primeira camada, a mais próxima do núcleo.

As camadas também podem ser consideradas níveis energéticos.

Devemos identificá-los usando os números de 1 a 7, que são chamados

de números quânticos principais (n). O número 1 deve ser atribuído ao

nível mais próximo do núcleo. Cada nível energético (ou camada) comporta um

número máximo de elétrons, conforme mostra a tabela abaixo:

Quanto mais próxima do núcleo está uma camada, maior é a atração que

o núcleo exerce sobre os elétrons dela e menos energia potencial esses elétrons

possuem. Em compensação, os elétrons das camadas mais afastadas do núcleo

são atraídos por ele com intensidade menor, e portanto possuem mais energia

potencial. Isso significa que os elétrons mais próximos do núcleo, ou seja, os das

AULA 1: TEORIA



13

camadas mais internas, são mais “presos” a ele, enquanto os elétrons das

camadas mais externas são mais “livres”. Para designar esse “grau de liberdade”

dos elétrons em relação ao núcleo usa-se o conceito de níveis energéticos.

o Níveis e subníveis energéticos

Um nível é mais energético quanto maior for a energia potencial dos

elétrons nele contidos. Em outras palavras, um nível é mais energético quanto

mais afastado ele estiver do núcleo. Observe a representação da eletrosfera no

tópico anterior. Se sabemos que o nível menos energético de todos é o 1

(correspondente à camada K, mais perto do núcleo) e o mais energético é o 7

(correspondente à camada Q, mais distante do núcleo), podemos concluir que a

energia potencial dos elétrons é crescente do nível mais interno para o nível

mais externo da eletrosfera. Essa regra é válida mesmo para os átomos que

possuem menos de sete camadas.

A quantidade total de níveis que uma eletrosfera possui é determinada

pela quantidade de elétrons do átomo. Os elétrons vão sendo distribuídos

conforme a capacidade máxima de cada nível, começando pelo nível 1 (camada

K) e prosseguindo até que todos os elétrons estejam acomodados. O hidrogênio,

por exemplo, possui apenas um nível energético, porque só precisa acomodar

um elétron. Já o ferro apresenta quatro níveis em sua eletrosfera, nas quais

estão distribuídos 26 elétrons. O urânio, por sua vez, possui sete níveis para

comportar seus 92 elétrons.

Mas a distribuição eletrônica não é feita somente em função dos níveis

energéticos. Dentro dos níveis, os elétrons apresentam quantidades de energia

características. Cada uma dessas quantidades corresponde a uma subdivisão do

nível, dando origem aos chamados subníveis energéticos. Eles são quatro,

designados pelas letras minúsculas s, p, d, f. Assim como os níveis, os subníveis

apresentam números quânticos que indicam a energia do elétron dentro deles.

São os chamados números quânticos secundários ou azimutais (ℓ).

Respectivamente, os subníveis s, p, d, f apresentam números quânticos

secundários 0, 1, 2 e 3. Também de maneira semelhante aos níveis, cada

subnível comporta uma quantidade máxima de elétrons.

AULA 1: TEORIA



14

A distribuição eletrônica nos subníveis é feita preenchendo-se totalmente

um subnível antes de passar para o próximo. Acontece que a ocupação dos

subníveis não obedece os limites dos níveis. Os elétrons não vão se acomodando

nos subníveis de um mesmo nível até preenchê-lo, eles seguem uma ordem

diferente, a ordem crescente de energia. O químico norte-americano Linus

Pauling elaborou um diagrama que permite fazer a distribuição eletrônica

segundo essa ordem crescente. O dispositivo ficou conhecido como diagrama de

Linus Pauling.

o Distribuição eletrônica segundo o diagrama de Linus Pauling

Observe o diagrama de Linus Pauling. De cima para baixo, ele traz os

níveis de energia em ordem crescente, representados pelos números de 1 a 7. Os

subníveis que cada nível possui são representados pelas letras s, p, d, f. À direita

de cada letra, um número sobrescrito indica a quantidade máxima de elétrons

que o subnível comporta. As setas indicam o sentido em que o diagrama deve

ser lido. Cada seta deve ser percorrida até o fim, para só então passarmos para o

início da próxima.

A leitura do diagrama nos fornece a ordem crescente dos subníveis de

energia, que é a seguinte:

AULA 1: TEORIA



15

1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p6 – 6s2 – 4f14 – 5d10 – 6p6 – 7s2 –

5f14– 6d10 – 7p6

Essa é a ordem em que os elétrons se acomodam nos subníveis de

energia. Para fazer a distribuição eletrônica, precisamos obedecer a essa ordem

e observar o número máximo de elétrons que cada subnível comporta. A

distribuição é feita preenchendo-se cada subnível antes de passar para o

próximo. Se no último subnível houver menos elétrons que a capacidade

máxima dele, não tem problema. Nesse caso, o número que acompanha a letra

deve ser substituído pelo número de elétrons.

Vejamos o exemplo da distribuição eletrônica do átomo neutro de ferro,

que possui 26 elétrons. Segundo a ordem das setas, a distribuição é a seguinte:

1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6. Note que o subnível 3d, o último a ser

preenchido, tem capacidade para até 10 elétrons, mas só havia 6 para serem

alocados nele.

Subníveis em ordem energética e em ordem geométrica

No exemplo da distribuição do átomo de ferro, perceba que quando

escrevemos a sequência de subníveis segundo as diagonais do diagrama,

escrevemos exatamente na ordem crescente de energia: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 –

3p6 – 4s2 – 3d6. Essa é a chamada ordem energética.

A outra forma de representar a distribuição eletrônica por subníveis de

energia é a a ordem geométrica. Nela, após fazer a distribuição conforme a

ordem energética, agrupamos os subníveis de cada nível. No caso átomo neutro

de ferro, a ordem geométrica fica assim: 1s2– 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2.

Subnível mais energético e subnível mais externo

A ordem energética nos permite identificar o subnível mais energético, que é sempre o último da sequência. No caso do ferro, é o subnível 3d6. Já a ordem geométrica mostra osubnível mais externo, que também é sempre o último. O subnível mais externo do ferro é o 4s2.

Às vezes o subnível mais energético e o mais externo são o mesmo, mas quando isso acontece trata-se de uma coincidência. É sempre necessário

AULA 1: TEORIA



16

ordenar os subníveis energeticamente para descobrir qual é o mais energético e geometricamente para identificar qual é o mais externo.

o Distribuição eletrônica de átomos neutros e de íons

A distribuição eletrônica de átomos neutros é feita considerando-

se o número de elétrons que o átomo do elemento possui em seu estado

fundamental, que é igual ao seu número de prótons ou número atômico (Z). Por

isso quando demos o exemplo da distribuição eletrônica do átomo neutro de

ferro (Z=26) distribuímos 26 elétrons.

O caso da distribuição eletrônica de íons não é complicado. Um íon

nada mais é que um átomo que ganhou ou perdeu elétrons do seu nível mais

externo (último nível). Um íon que resulta do ganho de elétrons é chamado de

ânion e o que é formado pela perda de elétrons é chamado de cátion. A forma

mais fácil de fazer a distribuição eletrônica de um íon é fazer primeiro a

distribuição do seu átomo neutro, ordenar os subníveis geometricamente e

depois retirar ou adicionar os elétrons do último nível.

Veja o exemplo da distribuição do cátion de ferro Fe+2. Trata-se de um

átomo de ferro que perdeu 2 elétrons de seu último nível.

Distribuição do átomo de ferro neutro (Z=26):

Ordem energética: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6

Ordem geométrica: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2

Identificamos o nível mais externo, que é o 4. Ele possui apenas um

subnível, o s2. Precisamos retirar dois elétrons do último nível, e eles sairão

justamente do único subnível que esse nível possui. Já que é assim, o subnível

4s2 vai deixar de existir, e a distribuição do Fe+2 fica desse jeito:

Distribuição do cátion Fe+2:

Ordem geométrica: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6

Ordem energética: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 3d6

AULA 1: TEORIA



17

o Distribuição eletrônica na Tabela Periódica Existe uma relação entre os períodos da Tabela Periódica e os níveis

energéticos que os elementos apresentam. Note que a Tabela possui sete períodos, numerados de cima para baixo. O número de cada um deles corresponde à quantidade de níveis (ou camadas) que seus elementos apresentam. Assim, os elementos do primeiro período, hidrogênio e hélio, apresentam apenas um nível energético, enquanto os do segundo período possuem dois níveis, e assim por diante, até o sétimo período.

AULA 1: TEORIA



18

1. BIBLIOGRAFIA

ATKINS P., L. J. (2006). PRINCÍPIOS DE QUÍMICA – QUESTIONANDO A VIDA MODERNA E O MEIO

AMBIENTE (3ª EDIÇÃO ed.). EDITORA BOOKMAN.

Distribuição eletrônica. (s.d.). Acesso em 01 de 08 de 2016, disponível em Tabela Periódica Completa: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/distribuicao-eletronica

REIS, M. (2014). QUÍMICA ENSINO MÉDIO (1º EDIÇÃO ed., Vols. 1, 2 e 3). EDITORA ÁTICA.

SALVADOR, U. E. (2001). QUÍMICA ESSENCIAL (1ª EDIÇÃO ed.). EDITORA SARAIVA.

Documents

QUÍMICA AULA 1: TEORIA ELEMENTOS QUÍMICOS, TABELA ... · PROPRIEDADES PERIÓDICAS. ... desde que isso ocorra naturalmente. É como são encontrados na