Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica dos Elementos

QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA
Curso de Engenharia Básico
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho
Profa Dra Patrícia Dantoni
a
Prof Dra Rosely A. L. Imbernom
Profa Dra Silvania Maria Netto
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA dos ELEMENTOS
INTRODUÇÃO
O conhecimento químico é necessário para uma melhor compreensão sobre as propriedades físicas,
químicas e mecânicas dos materiais utilizados, por exemplo, na fabricação de componentes eletrônicos e na
construção civil, tais como, metais, madeiras, materiais cerâmicos, vidros, polímeros, borrachas, tintas e betumes,
concretos e argamassas. Desta forma, faz-se necessário o entendimento de como os átomos encontram-se unidos
nestes materiais.
DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS
Sabe-se, por fatos experimentais que os elétrons se distribuem
em níveis em torno do núcleo (os quais também podem ser chamados
de camadas). Estes são números infinitos mas, só existem átomos na
natureza que precisam de, no máximo, sete níveis para acomodar seus
elétrons. Em cada nível há um número máximo de elétrons que podem
ser acomodados.
Nível
1
2
3
4
5
6
7
Camada
K
L
M
N
O
P
Q
Número máximo de elétrons
2
8
18 32 32 18 2
Muitos químicos e físicos estudaram profundamente a estrutura do átomo, no início do século XX, e
chegaram à conclusão que os elétrons de um átomo se distribuem em níveis, e estes, se subdividem em subníveis.
Já os subníveis são compostos por orbitais.
Orbital descreve uma região específica de maior densidade eletrônica, ou seja, é a região mais provável de
se encontrar o elétron (ATENÇÃO orbital é diferente de órbita!).
São quatro os subníveis que os elétrons ocupam: s, p d, f. Em cada um destes também existe um número
máximo de elétrons, veja: s = 2 , p = 6, d = 10 e f = 14.
Os cientistas perceberam que os elétrons de um átomo sempre ocupam posições de energia crescente (da
posição de menor energia para as de maior energia), onde, as posições de menor energia são aquelas mais
próximas do núcleo.
Linus Pauling, que era químico, esquematizou um diagrama para facilitar o entendimento da forma como
os elétrons se distribuem, vejamos o esquema a abaixo:
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p 3d
4p 4d 4f
5p 5d
6p
ENERGIA
Diagrama de Linus Pauling
Pode-se entender o diagrama acima, da seguinte forma: o subnível 1s tem energia < que o subnível 2s <
2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d....
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Vejamos alguns exemplos de distribuições eletrônicas:
11Na
11Na
+
2+
= 20p e 18e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (camada de valência = 3s2 , 3p6 = 8e)
= 9 p e 9e: 1s2 2s2 2p5 (camada de valência = 2s2 , 2p5 = 7e)
9F
9F
= 11p e 10e: 1s2 2s2 2p6 (camada de valência = 2s2 , 2p6 = 8e)
= 20p e 20e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (camada de valência = 4s2 = 2e)
20Ca
20Ca
= 11p e 11e: 1s2 2s2 2p6 3s1 (camada de valência = 3s1 = 1e)
-
= 9p e 10e: 1s2 2s2 2p6 (camada de valência = 2s2 , 2p6 = 8e)
17Cl
= 17p e 17e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (camada de valência = 3s2 , 3p5 = 7e)
17Cl
-
= 17p e 18e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (camada de valência = 3s2 , 3p6 = 8e)
Você reparou, que nos exemplos acima, nós apresentamos o número de elétrons da camada de valência?
Camada de valência corresponde a última camada de um átomo, ou seja, aquela com maior energia, portanto, os
elétrons aí contidos são os responsáveis por todas as reações químicas que ocorrem na natureza. O número de
elétrons da camada de valência vai nos fornecer informações valiosas sobre os átomos. É a partir destes que
entenderemos porque um vidro tem a propriedades que tem, por que um metal conduz eletricidade e a madeira
não, por que o silício é um semicondutor e assim por diante. O número de elétrons da camada de valência vai nos
orientar a entender a formação da Tabela Periódica.
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Desde o século XVIII, busca-se classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades. Várias
tentativas foram feitas; dentre elas destacamos a de Lavoisier, que agrupou os elementos em metais e não metais.
Algumas classificações consideravam as massas atômicas dos elementos em ordem crescente; outras, as
semelhanças em suas propriedades. Dessa forma, as Tríades de Dobereiner apresentavam os elementos em grupo
de três; o Parafuso Telúrico de Chancourtois distribuía os elementos de forma espiralada e, de acordo com
propriedades similares, notava-os numa mesma vertical. Já nas oitavas de Newlands, a distribuição dos elementos
fazia-se na horizontal e as semelhanças das propriedades ocorriam em intervalos de oito elementos.
A Tabela Periódica dos Elementos Químicos (Figura 1) é a disposição sistemática dos elementos em função
de suas propriedades. Foi criada pelo químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev e publicada em 1869 em seu
livro Princípios da Química.
A tabela periódica relaciona os elementos em linhas (períodos) e colunas (grupos). A tabela moderna é
ordenada segundo o número atômico, propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Henry G. J. Moseley
sobre a carga nuclear dos átomos, com a qual concorda numericamente, se a unidade de carga tiver sido dada em
termos da carga elementar (positiva) do próton. O trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a
Química se encontrava na época, por desconhecimento: os elementos eram ordenados pela massa atômica e não
pelo número atômico. Em 1913, medindo as as freqüências de linhas espectrais específicas de raios X de um
número de 40 elementos contra a carga do núcleo. Com seu trabalho, pode identificar algumas inversões na
ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos trabalhos experimentais a ratificar o modelo
atômico de Bohr.
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Legenda:
Metais alcalinos2
Outros metais
Metais alcalinos-terrosos2
Metalóides
Lantanídeos1,
Não-Metais
2
Actinídeo,
2
Metais de transição2
3
Gases nobres3
Halogênios
1
Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais-terrosos raros";
Metais alcalinos, alcalinos-terrosos, de transição, actinídios e lantanídios são conhecidos como "Metais";
3
Halogêneos e gases nobres também são não-metais.
Estado do elemento nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP):
•
aqueles com o número atômico em vermelho são gases nas CNTP;
•
aqueles com o número atômico em azul são líquidos nas CNTP;
•
aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas CNTP.
Ocorrência natural
•
Sem borda indica existência de isótopo mais antigo que a Terra (elemento primordial).
•
Borda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de outros.
•
Borda sólida indica que o elemento é produzido artificialmente (elemento sintético).
•
A cor mais clara indica elemento ainda não descoberto.
2
Figura 1.
Tabela Periódica dos Elementos de acordo com a resolução da IUPAC que, em 1986, sugeriu uma
mudança na forma de identificação dos grupos, identificando-os de 1 a 18.
A classificação dos elementos é efetuada de acordo com algumas propriedades e divide os elementos
químicos em metais, ametais, metalóides e gases nobres:
•
Os metais são bons condutores de eletricidade ,calor e são sólidos nas condições ambientes – com exceção
do mercúrio;
•
Os ametais são maus condutores de calor e de eletricidade, com exceção do carbono na forma de grafita,
que é um bom condutor elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes;
•
Os metalóides têm propriedades intermediárias entre a dos metais e ametais e vários deles são
semicondutores elétricos, como o silício por exemplo, e usados na fabricação de circuitos inte grados e chips de
computadores;
•
Os gases nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados, até pouco tempo, inertes.
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São apresentadas na Tabela 1 as principais características dos metais e ametais.
Tabela 1.
Principais características dos metais e ametais quanto as suas propriedades físicas e químicas.
Metais
Ametais
PROPRIEDADES FÍSICAS
Bons condutores de eletricidade
Maus condutores de eletricidade
Maleáveis
Não-maleáveis
Dúcteis
Não-dúcteis
Brilhantes
Não-brilhantes
Sólido
Sólido, líquido ou gás
Elevado ponto de fusão
Baixo ponto de fusão
Bons condutores de calor
Maus condutores de calor
PROPRIEDADES QUÍMICAS
Reagem com ácidos
Não reagem com ácidos
Formam óxidos básicos (reagem com ácidos)
Formam óxidos ácidos (reagem com bases)
Formam cátions (perdem elétrons)
Formam ânions (ganham elétrons)
Formam haletos iônicos (transferem elétrons)
Formam haletos covalentes (compartilham elétrons)
A classificação pode, ainda, ser feita em função da distribuição eletrônica dos elementos químicos e, desta
forma, tem-se os elementos representativos e os de transição:
•
Representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “s” ou “p”.
Exemplos:
2
2
6
2
12Mg: 1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
2
14Si: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
10
4p3
33As: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Uma atenção especial deve ser dada aos gases nobres que, embora apresentem distribuição eletrônica
finalizada em “s” ou “p”, têm o último nível completo (8 elétrons), com exceção do He (2 elétrons).
Exemplo:
2
2
6
2
6
18Ar: 1s 2s 2p 3s 3p
•
Transição: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “d”. Alguns elementos de transição não
seguem rigorosamente as regras de distribuição eletrônica: aqueles que terminam em “d4” ou “d9” apresentam
promoção de um elétron do subnível “s” anterior para o subnível “d”, resultando, respectivamente, as
configurações “s1 d5” e “s1 d10”.
Exemplos:
2
2
6
2
6
2
1
21Sc: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
4
24Cr: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
…
4s1 3d5
2
2
6
2
6
2
9
29Cu: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
…
4s1 3d10
2
2
6
2
6
2
10
4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
57La: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
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De acordo com a distribuição eletrônica e com a classificação baseada nas propriedades dos elementos, a
tabela periódica atual é construída de tal modo que as colunas apresentam os elementos químicos com a mesma
configuração eletrônica nos últimos subníveis e são denominados por grupos. As linhas horizontais apresentam
elementos com o mesmo número de níveis e são chamados períodos. A localização dos elementos na tabela pode
ser determinada indicando-se o período e o grupo em que os elementos se encontram:
•
Períodos - são em número de sete, e o número do período indica o número de níveis que o elemento possui.
Exemplos:
2
1
3Li: 1s 2s - está no 2º período porque possui dois níveis de energia
2
2
6
2
6
1
19K: 1s 2s 2p 3s 3p 4s - está no 4º período porque possui quatro níveis de energia
2
2
6
2
6
7
2
27Co: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s - está no 4º período
•
Grupos – para os elementos representativos o número de elétrons do último nível é o número do grupo.
Exemplos:
2
1
3Li: 1s 2s - está no grupo 1 porque possui 1 elétron na camada de valência (última camada)
19K:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
20Ca:
2
2
6
2
6
2
2
6
2
6
1s 2s 2p 3s 3p 4s
21Sc:
2
1
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2
2
6
2
6
2
2
22Ti:
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
23V:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
2
24Cr:
2
6
2
6
5
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
25Mn:
2
1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
grupo 1
Metais alcalinos
grupo 2
Metais alcalino-terrosos
grupo 3
Grupo do escândio
grupo 4
Grupo do titânio
grupo 5
Grupo do vanádio
grupo 6
Grupo do crômio
grupo 7
Grupo do manganês
26Fe:
2
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
grupo 8
Grupo do ferro
27Co:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2
grupo 9
Grupo do cobalto
grupo 10
Grupo do níquel
grupo 11
Grupo do cobre
grupo 12
Grupo do zinco
28Ni:
29Cu:
2
2
2
2
6
6
2
2
6
6
6
8
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
2
2
6
2
6
10
2
30Zn:
1s 2s 2p 3s 3p 3d
4s
31Ga:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1
grupo 13
Grupo do boro
32Ge:
1s 2s 2p 3s 3p 3d
2
4s 4p
grupo 14
Grupo do carbono
33As:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 0 4s2 4p3
34Se:
35Br:
36Kr:
2
2
6
2
6
10
2
grupo 15
Grupo do nitrogênio
4
4s 4p
grupo 16
Calcogênios
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
grupo 17
Halogênios
grupo 18
Gases nobres
2
2
6
2
6
10
1s 2s 2p 3s 3p 3d
2
2
6
2
6
10
1s 2s 2p 3s 3p 3d
2
2
6
4s 4p
Analisando as propriedades físicas e químicas das substâncias simples e de seus elementos, verifica-se que
estas podem estar relacionadas com a posição dos elementos na tabela periódica. A variação dessas propriedades
em função do número atômico pode ser:
•
Propriedades aperiódicas – são aquelas cujo valor aumenta ou diminui em função do número atômico
como, por exemplo, número de nêutrons, massa atômica e calor específico;
•
Propriedades periódicas – são aquelas que para intervalos regulares de números atômicos apresentam
valores próximos, tais como, raio atômico, eletronegatividade e energia de ionização. Para uma melhor
compreensão destas grandezas têm-se as seguintes definições:
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o
Raio atômico –é a distância entre o centro do átomo e a sua camada de valência, que é o nível
de energia com elétrons mais externo deste átomo isto é, a distância média entre o núcleo e o
último nível eletrônico.
Como o átomo não é
rígido torna-se impossível
calcular o seu raio atômico
exato e, por esta razão,
determina-se então o seu raio
atômico médio. Devido a
dificuldade em obter-se o raio
de
átomos
isolados
determina-se,
através
de
difração de raios X, a
distância entre os núcleos de
dois átomos ligados do
mesmo elemento, no estado
sólido. O raio atômico será a
média da distância calculada
e, com estes valores, é
possível projetar um gráfico
para facilitar a visualização
sobre a tendência destes
valore quando comparados
aos números atômicos.
O
tamanho
atômico
varia
consistentemente através da tabela
periódica. Observe que ao descermos
em um grupo, os átomos aumentam,
enquanto que ao longo dos períodos os
átomos tornam-se menores. Isto
ocorre porque à medida que o número
quântico principal aumenta (descemos
em um grupo), a distância do elétron
mais externo ao núcleo aumenta e,
conseqüentemente, o raio atômico
aumenta. Ao longo de um período na
tabela periódica, o número de elétrons
mais internos mantém-se constante.
Entretanto, a carga nuclear aumenta e,
conseqüentemente, aumenta a atração
entre o núcleo e os elétrons mais
externos. Essa atração faz com que o
raio atômico diminua.
o
Raio iônico – O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico e, também,
depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de
valência.
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Os cátions deixam
vago o orbital mais
volumoso e são
menores do que os
átomos que lhes
dão origem.
Os
ânions
adicionam elétrons
ao
orbital
mais
volumoso e são
maiores do que os
átomos que lhe dão
origem.
Para íons de mesma
carga, o tamanho do íon
aumenta à medida que
descemos em um grupo na
tabela periódica.
Todos os membros de
uma série isoeletrônica têm
o mesmo número de
elétrons e quando a carga
nuclear aumenta em uma
série isoeletrônica, os íons
tornam-se menores :
O2->F- >Na + >Mg2+>Al3+
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Eletronegatividade – é a tendência do átomo em atrair elétrons.
A eletronegatividade de um
átomo está intimamente relacionado
com o seu raio atômico, pois quanto
menor o raio atômico, maior a atração
que o núcleo do átomo exerce sôbre o
elétron que vai adquirir, portanto maior
a
sua
eletronegatividade.
Como
consequência, esta propriedade tende
a crescer na tabela periódica.
Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons.
Arbitrou para o fluor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram
determinadas a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). A eletronegatividade não
possui unidade porque são valores relativos.
o
Eletroafinidade – é a energia envolvida quando o átomo de um elemento químico no estado
gasoso recebe um elétron.
A afinidade eletrônica é o oposto da
energia de ionização:
Cl(g) + e → Cl- (g)
A afinidade eletrônica pode ser tanto
exotérmica (como o exemplo acima) quanto
endotérmica:
Ar(g) + e → Ar- (g)
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Energia de ionização – é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo de um
elemento químico no estado gasoso, denominada primeira energia de ionização:
Na(g) → Na+ (g) + e
A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um íon
gasoso:
Na+ (g) → Na2+(g) + e
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Em um grupo a energia de
ionização cresce de baixo para cima,
a medida em que as camadas
eletrônicas diminuem, sendo o
elétron mais fortemente atraído pelo
núcleo. No período, cresce da
esquerda
para
a
direita,
acompanhando o crescimento do
número atômico (Z), o que faz a
camada de valência ficar mais
próxima do núcleo.
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Veja o
quadro abaixo:
o
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição – as temperaturas correspondentes aos pontos de fusão e
ebulição das substâncias simples estão relacionadas com a posição dos elementos nos grupos e
nos períodos.
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o
Densidade – o valor da densidade das substâncias simples está relacionado com a posição dos
respectivos elementos nos grupos e períodos.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, T.L. et al. Química a Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Pearson-Prentice Hall, 2005.
KOTZ, J.C.; TREICHEL, P. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 1 ed. São Paulo: Thomson Pioneira, Vol. 1.,
2005.
LEE, J. D.. Química Inorgânica Não Tão Concisa - Tradução da 5ª Ed., Ed. Edgard Blücher, 2003
Março de 2006
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