Tabela Periódica - fq.pt

Tabela Periódica

Miguel Neta, novembro de 2020

Alguns elementos químicos são conhecidos desde há milénios porque são extraídos da natureza em estado isolado.

Os gregos imaginaram que todos os materiais eram constituídos por combinação de outros mais simples: terra, água, fogo e ar – designados pelos quatro elementos.

[Imagem: l-aquoiboniste.blogspot.com]

Água

Terra

Fogo

Ar

Quente

HúmidoFrio

Húmido

Tabela Periódica 2

Em 1649 Henning Brand descobriu o fósforo.

À medida que foram sendo conhecidos/identificados/isolados elementos químicos…

… apareceu também a necessidade de os organizar.

Tabela Periódica 3

Em 1789 Lavoisier escreve aquele que é considerado o primeiro livro moderno de química:

Traité Élémentaire de Chimie

Neste livro é incluída uma lista de elementos químicos conhecidos (e também luz e calor).

Antoine Laurent de Lavoisier(1743-1794).

Tabela Periódica 4

http://www.fq.pt/biografias/lavoisier

Dalton (1766-1844) foi o primeiro a usar um símbolo para cada tipo de átomo.

1815 – William Prout propôs que os elementos químicos seriam todos múltiplos do hidrogénio (com pesos atómicos igualmente múltiplos).

John Dalton (1766-1844).

Tabela Periódica 5

http://www.fq.pt/biografias/dalton

Lei das Tríades

Johann Döbereiner (entre 1817 e 1829) conseguiu agrupar alguns dos elementos já conhecidos em grupos de três.

[Imagem: www.meta-synthesis.com]

Johann Wolfgang Döbereiner(1782-1849).

Tabela Periódica 6

http://www.fq.pt/biografias/doebereiner

Parafuso telúrico

Alexandre Chancourtois (em 1862) reparou na repetição de propriedades na lista ordenada dos elementos, por massa atómica.

[Imagem: wikipedia.org]

Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (1820-1886).

[Imagem: http://dataphys.org]

Tabela Periódica 7

http://www.fq.pt/biografias/chancourtois

Lei das oitavas

John Newlands propõs em 1865 a Lei das Oitavas com grupos de oito elementos.

O primeiro elemento apresenta semelhanças com o oitavo…

O segundo com o nono…

O trabalho foi, na altura, ridicularizado!

[Imagem: www.timetoast.com]

[Imagem: wikipedia.org]

John Alexander Reina Newlands(1837-1898).

Tabela Periódica 8

http://www.fq.pt/biografias/newlands

Mendeleiev publicou (em 1869) uma tabela com uma organização dos elementos.

…deixou alguns lugares vazios!

[Imagem: www.aip.org]

Dmitri Ivanovitch Mendeleiev(1834-1907).

Tabela Periódica 9

http://www.fq.pt/biografias/mendeleiev

Mendeleiev publicou (em 1869) uma tabela com uma organização dos elementos.

Essa tabela que deu origem à atual Tabela Periódica dos elementos.

[Imagem: spq.pt, adaptada]

[Imagem: www.aip.org]

Dmitri Ivanovitch Mendeleiev(1834-1907).

Tabela Periódica 10

http://www.fq.pt/biografias/mendeleiev

Mendeleiev previu a descoberta de novos elementos químicos.

Em 1913 Moseley relacionou a carga nuclear com o número atómico e com a ordenação dos elementos na tabela periódica.

A Tabela Periódica passou a estar ordenada em função do número atómico.

O modelo atómico de Bohr (de 1913), e a consequente distribuição eletrónica, explica a posição dos elementos na Tabela Periódica e as propriedades destes.


Simbologia química

Cada elemento químico tem um símbolo que o distingue dos restantes.

Esse símbolo pode ter uma, duas ou três letras (F, Ca, Uuq).

A primeira letra é sempre maiúscula, e as seguintes, se as houver, são sempre minúsculas (F, Ca, Uuq).

O símbolo lê-se letra a letra.


Tabela Periódica

Os elementos estão ordenados pelo seu número atómico (𝑍).

A Tabela está dividida em:

Grupos

colunas verticais, organizadas de 1 a 18

Períodos

linhas horizontais, do 1º ao 7º


Tabela Periódica

Elementos Metálicos

Elementos Não metálicos


Tabela Periódica

Elementos Representativos

Elementos De transição


Tabela Periódica

Em função das orbitais (𝒔, 𝒑, 𝒅 ou 𝒇) a ser preenchidas, divide-se a Tabela Periódica em blocos:

Bloco s

Bloco p

Bloco d

Bloco f


Grupos

São numerados de 1 a 18.

Elementos do mesmo grupo ⇒ Mesmo nº de eletrões de valência (embora em níveis de energia superiores).

Os elementos do mesmo grupo têm propriedades químicas semelhantes.

O tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo (de cima para baixo).


Grupos

Grupo 1 – Metais alcalinos

Grupo 2 – Metais alcalino-terrosos

Grupo 17 – Halogéneos

Grupo 18 – Gases nobres (ou gases raros)


Períodos

Existem 7 períodos, numerados

do 1ºao 7º

Cada período corresponde ao nível de energia(𝑛) que está a ser preenchido com eletrões.

As famílias Lantanídeos e Actinídeos estão separados dos restantes.

O tamanho dos átomos diminui ao longo do período.


Propriedades das substâncias

Metais

Substâncias elementares: Na, Al, K, Ca



Metais

Propriedades físicas:

Densos, maleáveis e dúcteis;

Sólidos (exceção do Mercúrio, Hg);

Normalmente com aspeto cinzento, com brilho;

Bons condutores elétricos e térmicos;

Pontos de fusão e de ebulição elevados.



Metais

Propriedades químicas:

Quase todos muito reativos (porque têm poucos eletrões de valência);

Tendência para formar catiões.



Não-metais

Uns aparecem sob a forma atómica: C

e outros sob a forma molecular: S8, O2



Não-metais

Propriedades físicas:

Diversos estados físicos;

Densidades variadas;

Os que se apresentam na forma sólida são quebradiços;

Maus condutores elétricos (exceção da grafite);

Maus condutores térmicos;

Pontos de fusão e de ebulição baixos.



Não-metais

Propriedades químicas:

Tendência para formar aniões;

Normalmente pouco reativos,exceto O e Cl.



Metais alcalinos(1º grupo) // Hidrogénio

Tem 1 eletrão de valência.

Formam facilmente um catião monopositivo.

A reatividade aumenta ao longo do grupo.



Metais alcalinos(1º grupo) // Hidrogénio

Reagem:

Com água, originando hidróxidos:

2 Li (s) + 2 H2O (l) → 2 LiOH (aq) + H2 (g)

Com oxigénio, formando óxidos:

4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O (s)



Metais alcalino-terrosos(2º grupo)

Menos reativos do que os alcalinos.

A reatividade aumenta ao longo do grupo.

Formam facilmente catiões dipositivos.



Metais alcalino-terrosos(2º grupo)

Reagem:

Com água, formando hidróxidos:

Mg (s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2 (s) + H2 (g)

Com o oxigénio, originando óxidos:

2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)



Halogéneos (ou haletos)(17º grupo)

A reatividade diminui ao longo do grupo.

Formam facilmente aniões mononegativos.



Halogéneos (ou haletos)(17º grupo)

Reagem com metais formam halogenetos metálicos:

2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)

Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s)



Gases nobres (ou raros)

Substâncias elementares.

O último nível energético também está completamente preenchido:

São muito estáveis;

Não são reativos (são inertes).


Variação do raio atómico

Os raios atómicos são obtidos a partir de aproximações de valores experimentais.

São expressos em picómetro (1 pm = 10-12 m) ou em angstrom (1 Å = 10-10 m).

[Imagem: www.avon-chemistry.com]



O raio atómico aumenta ao longo do grupo.

Aumento do número quântico principal (𝑛)⇓

Eletrões de valência num nível energético superior⇓

Mais afastados do núcleo⇓

Raio atómico maior



O raio atómico diminui ao longo do período.

Há dois efeitos:

Aumento do número de eletrões(maior nuvem eletrónica);

Maior carga nuclear(menor nuvem eletrónica).

O segundo efeito é mais importante!



Aumenta ao longo do grupo.

Diminui ao longo do período.

Número atómico (𝑍)

Raio

ató

mic

o (

pm

)

[Imagem: www.angelo.edu]

grupo 1

Grupo 18





2º período

4º período



Raio

ató

mic

o (

pm

)

[Imagem: www.angelo.edu]

[Imagem: www.crystalmaker.com]





Variação do raio iónico

Catiões

O raio iónico é menor do que o raio do respetivo átomo porque há perda de eletrões (a nuvem eletrónica fica mais pequena).

tamanho X > tamanho X+

mais eletrões menos eletrões

[Imagem: www.mikeblaber.org]

Li (1,23 Å)

Na (1,57 Å)

K (2,02 Å)

Rb (2,16 Å)

Cs (2,35 Å)

Li+ (0,68 Å)

Na+ (0,98 Å)

K+ (1,33 Å)

Rb+ (1,48 Å)

Cs+ (1,67 Å)



Aniões

O raio iónico é maior do que o do respetivo átomo porque há ganho de eletrões (a nuvem eletrónica fica maior).

tamanho Y < tamanho Y-

menos eletrões mais eletrões

[Imagem: www.mikeblaber.org]

F (0,64 Å)

Cl (0,99 Å)

Br (1,14 Å)

I (1,33 Å)

F- (1,33 Å)

Cl- (1,81 Å)

Br- (1,96 Å)

I- (2,19 Å)



Partículas isoeletrónicas

No caso de partículas isoelectrónicas (mesmo número de eletrões) a que tiver maior carga nuclear é a que terá menor tamanho.

19K+

19 protões18 eletrões

Maior carga nuclear (+19)⇓

Maior atração núcleo-eletrões⇓

Menor nuvem eletrónica⇓

Menor tamanho

17Cl-

17 protões18 eletrões

Menor carga nuclear (+17)⇓

Menor atração núcleo-eletrões⇓

Maior nuvem eletrónica⇓

Maior tamanho


Variação da energia de ionização

A energia de ionização é a energia necessária para ionizar um átomo.

A 1ª energia de ionização corresponde à energia necessária para retirar o primeiro eletrão do átomo X.

A 2ª energia de ionização corresponde à energia necessária para retirar o segundo eletrão ao ião X+.

...



Ao longo do grupo

O nível de energia de valência (𝑛) aumenta ao longo do grupo

⇓Os eletrões de valência estão mais afastados do

núcleo (com maior energia)⇓

É mais fácil remover os eletrões⇓

A energia de ionização diminui ao longo do grupo!



Ao longo do período

O raio atómico diminui ao longo do período⇓

Os eletrões sofrem uma maior atração pelo núcleo⇓

É mais difícil remover os eletrões⇓

A energia de ionização aumenta ao longo do período!



Diminui ao longo do grupo.

Aumenta ao longo do período.


1ª E

nerg

ia d

e ioniz

açã

o (

eV)

[Imagem: www.britannica.com]

grupo 18



Diminui ao longo do grupo.

Aumenta ao longo do período.


1ª E

nerg

ia d

e ioniz

açã

o (

eV)

[Imagem: www.britannica.com]

3º período


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Bibliografia

▪ https://www.spq.pt/magazines/BSPQuimica/689/article/30002207/pdf, 31/03/2020.▪ J. Paiva, A. J. Ferreira, C. Fiolhais, “Novo 10Q”, Texto Editores, Lisboa, 2015.


https://www.spq.pt/magazines/BSPQuimica/689/article/30002207/pdf

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