CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA 09/09/09

CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA
09/09/09 - Aula 4: Estrutura atômica II
Elementos químicos (representação e classificações), classificação periódica dos elementos: períodos e
grupos ou famílias; principais famílias; relações entre a posição na tabela e a configuração eletrônica;
significado da periodicidade; principais propriedades periódicas (energia de ionização, raio atômico,
eletronegatividade, caráter metálico e ametálico).
Classificação periódica dos elementos químicos
Antes de abordar propriamente a classificação periódica dos elementos, precisamos retomar
alguns conceitos a respeito dos chamados elementos químicos, uma vez que a distribuição dos mesmos em
uma tabela (periódica) é feita em função de tais conceitos.
A noção atual para elemento químico difere bastante da visão aristotélica, a qual considerava a
existência dos quatro elementos: terra, ar, água e fogo. Durante muito tempo (mais de 2000 anos!) a
influência de Aristóteles prevaleceu, até que, por volta de 1800, o atomismo voltou com força. Foi graças a
essa retomada que modelos atômicos sofisticados surgiram e, com eles, um novo conceito para elemento
químico.
Elemento químico: conceito atual
Para os químicos atuais, elemento químico é o “conjunto de átomos com mesmo número atômico”.
Daí, para que tenhamos átomos formando um mesmo elemento, ambos precisam, necessariamente, ter a
mesma quantidade de prótons. Contudo, diferenciando-se pela quantidade de nêutrons, permanecem sendo
o mesmo elemento químico.
Observe a ilustração:
Átomos diferentes de carbono (isótopos), mas mesmo elemento químico.
Elementos químicos e a tabela periódica
Apesar de serem elementos diferentes, os átomos mostrados na ilustração são isótopos, ou seja,
ocupam o “mesmo lugar” na tabela periódica. Saliente-se que a isotopia não é fenômeno exclusivo do
carbono, mas dos 118 (re)conhecidos. Os elementos são distribuídos na tabela em ordem crescente de
número atômico.
Assim, por exemplo, o elemento carbono, de número atômico 6, é imediatamente anterior ao
elemento nitrogênio, de número atônico 7.
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Perceba que cada elemento tem um símbolo. Às vezes é formado por uma letra apenas (sempre
maiúscula); outras vezes, duas letras (a segunda sempre minúscula). Se símbolo do elemento químico não
coincidir com o respectivo nome é porque o símbolo atribuído tem origem latina ou outra língua.
Nome em
Português
Símbolo
Nome Original
K
Kalium
Prata
Ag
Sódio
Nome em
Português
Símbolo
Nome Original
Antimônio
Sb
Stibium
Argentum
Cobre
Cu
Cuprum
Na
Natrium
Ouro
Au
Aurum
Estanho
Sn
Stannum
Ferro
Fe
Ferrum
Tungstênio
W
Wolfram
Chumbo
Pb
Plumbum
Potássio
Além disso, nas tabelas periódicas, junto ao elemento, são colocadas várias informações (Z, MA,
PF e PE, etc.).
Número atômico
Massa atômica
PF
Eletronegatividade
PE
Densidade
Configuração eletrônica
Símbolo
Nome
Para o vestibular, porém, a tabela fornecida para utilização em provas é bem menos completa. É
necessário, portanto, saber manuseá-la corretamente. A tabela que segue é muito semelhante:
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A tabela periódica: um pouco de história
Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica foi a descoberta individual dos
elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu),
chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de
um elemento ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200
anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus
compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os
cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas
de classificação.
As primeiras tentativas
A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a
antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.
Uma lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por
John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton estavam longe dos
valores atuais, devido à ocorrência de erros, os quais foram corrigidos por outros cientistas, bem como o
desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas. Saliente-se que os elementos não
estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem
crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos.
As tríades
Os químicos, ao estudar a lista dos elementos, concluíram que ela não estava muito clara. Os
elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas
atômicas muito separadas.
Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os
elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com
propriedades químicas muito semelhantes.
Tríades clássicas.
A massa atômica do elemento central da tríade era supostamente a média das massas atômicas
do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em
tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio, outra.
Lei das oitavas
Sugerindo em 1864 pôr John A.R. Newlands, esse modelo concebe que os elementos poderiam ser
arranjados num modelo periódico de oitavas ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas
atômicas. Este modelo colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos
cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands foi ridicularizada
pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu
trabalho periódico (Journal of the Chemical Society). Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se
pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades
químicas e suas massas atômicas.
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Lei das oitavas de Newlands
O legado de Mendeleev
A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e
teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas. A organização da
tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus
compostos por Dimitri Ivanovich Mendeleev.
Mendeleev, o pai da tabela periódica
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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. Colocando as cartas em uma
mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de
propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica. A vantagem da tabela periódica de
Mendeleev sobre as outras é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as
tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906,
Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.
A tabela atual
Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de
um determinado átomo, era sempre o mesmo. Mosseley 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. Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica
moderna esta baseada no número atômico dos elementos. Com o passar do tempo, os químicos foram
melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, incluindo a descoberta de novos elementos.
Classificação periódica dos elementos: grupos ou famílias
Elementos do mesmo grupo da tabela periódica têm propriedades químicas semelhantes. Uma
coluna da tabela corresponde a um grupo. A tabela tem 18 colunas, numeradas de 1 a 18.
Os grupos mais importantes são os metais alcalinos (1), os metais alcalino-terrosos (2), o grupo
do carbono (14), o grupo do nitrogênio (15), os calcogênios (16), os halogênios (17) e os gases nobres (18). O
hidrogênio não faz parte de nenhum grupo.
Classificação periódica dos elementos: períodos
Cada linha da tabela periódica corresponde a um período. O período de um elemento indica o
número de níveis (camadas) que seus elétrons ocupam. O cálcio (Ca), por exemplo, está no quarto período
da tabela, logo tem quatro níveis (seu número quântico principal é 4).
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Classificação periódica dos elementos: metais, ametais
Os elementos (com exceção do hidrogênio e dos gases nobres) são divididos entre metais,
ametais ou não-metais.
Classificação periódica dos elementos: estrutura eletrônica
Na tabela há elementos representativos (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18), elementos de
transição (grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12) e elementos de transição interna (actinídeos e lantanídeos).
Os elementos representativos dos grupos 1 e 2 têm, em sua camada de valência (a camada mais externa),
um número de elétrons igual ao seu número unitário na numeração dos grupos na tabela.
Exemplos: O magnésio (Mg) é do grupo 2 e tem 2 elétrons na camada de valência.
O fósforo (P) é do grupo 15 e tem 5 elétrons na camada de valência.
Em cada região da tabela, os elementos têm o seu elétron mais energético em um determinado
subnível.
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Os elementos estão organizados na tabela em ordem crescente de número atômico (e,
conseqüentemente, em ordem crescente de número de elétrons). Por isso, os elementos estão também na
ordem de energia de seus elétrons mais energéticos.
Os elementos que teriam seus elétrons mais energéticos no grupo 6 (elétron diferenciador np4) e
11 (elétron diferenciador np9) "tomam" um elétron do seu subnível anterior (ns¹, que torna-se ns0) para
ficarem mais estáveis. Por isso os elétrons mais energéticos desses elementos são np 5 e np10 (vejam na
tabela acima). Isso acontece com outros elementos da tabela, mas para o vestibular destacam-se os
apresentados.
Propriedades periódicas
1 - Raio atômico
É a distância entre o centro do núcleo o e os limites da sua nuvem de elétrons. É a propriedade
periódica pela qual justificamos as outras. O raio atômico de um elemento depende do seu número de
camadas (quanto mais camadas maior o raio atômico) e do seu número atômico (quanto menos prótons no
núcleo, menor a atração que ele exerce sobre os elétrons e maior o raio atômico). Por isso o raio atômico
cresce de cima para baixo em um grupo e da direita para a esquerda em um período.
2 – Eletronegatividade (caráter ametálico)
A eletronegatividade é a tendência de um átomo de atrair elétrons. Em uma ligação covalente, o
átomo mais eletronegativo atrai os elétrons para perto dele. Quanto maior for o raio atômico, maior a
distância entre o núcleo e os elétrons da camada de valência e menor a eletronegatividade. Portanto, a
eletronegatividade cresce da esquerda para a direita em um período e de baixo para cima em um grupo.
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3 – Eletropositividade (caráter metálico)
É o contrário da eletronegatividade, é a tendência de um átomo de perder elétrons. Tem
variação igual à do raio atômico.
4 – Eletroafinidade
É a energia que um átomo libera ao ganhar um elétron. É inversamente proporcional ao raio
atômico, logo varia de forma contrária ao raio atômico na tabela.
X0(g) + e-  X-(g) + energia
5 - Potencial de ionização
É a energia necessária para tirar um elétron de um átomo. Quanto menor o número de camadas, e
quanto maior o número de prótons, maior o potencial de ionização. Portanto, o potencial de ionização varia
de forma contrária ao raio atômico na tabela.
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A cada elétron retirado, mais energia é necessária para se retirar outro elétron. Por isso o
segundo potencial de ionização de um elemento é maior que o primeiro, e o terceiro maior que o segundo (e
assim por diante). Quando o elemento chega a uma configuração eletrônica de um gás nobre o potencial de
ionização aumenta muito em relação ao último, pois a estrutura eletrônica de um gás nobre é muito estável,
logo é difícil retirar mais um elétron.
6 – Densidade
A densidade cresce de cima para baixo em um grupo e das extremidades para o centro em um
período.
7 - Ponto de fusão e ponto de ebulição
Variam da mesma forma que a densidade, exceto nos grupos 1 e 2 , em que crescem de baixo para
cima.
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Vestibular da UFRGS
1. UFRGS 2006. Considere o desenho abaixo,
referente ä tabela periódica dos elementos.
As setas 1 e 2 referem-se, respectivamente, ao
aumento de valor das propriedades periódicas
(A) eletronegatividade e raio atômico.
(B) raio atômico e eletroafinidade.
(C) raio atômico e caráter metálico
(D) potencial de ionização e eletronegatividade.
(E) potencial de ionização e potencial de ionização.
2. UFRGS 2006. A observação da tabela permite
concluir que, dos elementos abaixo, o mais denso é
(A) Fr.
(B) Po.
(C) Hg.
(D) Pb.
(E) Os.
4. UFRGS 2008. A tabela abaixo representa os
valores de raio atômico, de raio iônico e da primeira
energia de ionização para dois elementos químicos,
I e II.
De acordo com esses dados, os elementos I e II
podem ser, respectivamente
(A) berílio e iodo.
(B) cálcio e magnésio.
(C) enxofre e cálcio.
(D) iodo e enxofre.
(E) magnésio e oxigênio.
5. UFRGS 2009. O gráfico abaixo representa, de
forma genérica, a variação do primeiro potencial de
ionização de elementos químicos em função do
número atômico.
3. UFRGS 2007. Considere as seguintes
características de um certo elemento químico.
I- Ele é menos eletronegativo que o oxigênio.
II – Ele possui raio atômico menor que o berílio.
III – Ele possui eletroafinidade maior do que o
boro.
Esse elemento químico pode ser o
Os pontos x, y e z do gráfico podem corresponder,
respectivamente, aos valores de primeiros
potenciais de ionização dos elementos
(A) carbono.
(B) enxofre.
(C) alumínio.
(D) magnésio.
(E) flúor.
(A) Cℓ, Ar e K.
(B) Na, S e Ar.
(C) Ne, Mg e P.
(D) Na, Mg e Aℓ.
(E) NE, Ar e Kr.