Tabela Periódica
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Tabela Periódica Dimitri Ivanovich Mendeleev e Lothar Meyer (1869) • Ordenar os elementos de modo que reflitam as tendências nas propriedades químicas e físicas. • A primeira tentativa (ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica. Dimitri Ivanovich Mendeleev e Lothar Meyer (1869) • Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem a previsão de Mendeleev. Em 1869, Mendeleev anotou as propriedades de cada um dos 63 elementos conhecidos na época. Ao tentar organizar esses cartões de maneiras diferentes percebeu que, com pouquíssimas exceções, as propriedades dos elementos se repetiam de maneira periódica quando os elementos eram colocados em ordem crescente de massas atômicas. Na mesma época, Lothar Meyer publicou trabalho semelhante para a classificação dos elementos químicos na tabela periódica, propriedades físicas com diferença de considerar as Tabela Periódica de Mendeleev (1871) - ordem crescente de massa atômica; - propriedades químicas semelhantes; - Te e I ; "Ekas" nos espaços vazios. Período Grupo I II III IV V VI VII 1 H 2 Li Be B C N O F 3 Na Mg Al Si P S Cl K Ca * Ti V Cr Mn 4 Cu Zn * * As VIII Fe Co Ni Br Sa 5 Rb Sr Ag Y Cd Zr In Nb Mo Sn * Ru Rh Pd I Sb Te Henry G. J. Moseley (1913) Demonstrou em seus trabalhos que: “Quando os elementos químicos são agrupados em ordem crescente de número atômico (Z), observa-se a repetição periódica de várias de suas propriedades”. A partir da descoberta dos plutônio (1940) e dos elementos transurânicos Glenn Seaborg, na década de 50, realizou uma alteração na Tabela Periódica colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos. Recomendação da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 H 1 Hydrogen 2 3 He Helium Li Be B C N O F Ne Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Na Mg Al Si P S Cl Ar Aluminum Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Sodium Magnesium K 4 Potassium Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Cesium Barium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Dy Ho Er Tm Yb Lu Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Fm Md No Lr Rb 5 Rubidium 6 18 7 Francium ** Radium Unnilquadium Unnilpentium Unnilhexium Unnilseptium Unniloctium Unnilennium Ununnilium Unununium Ununbium * ** La Ce Pr Nd Pm Lanthanum Cerium Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Praseodymium Neodymium Promethium Sm Samarium Eu Gd Tb Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Bk Cf Es Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Configurações eletrônicas e a tabela periódica A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. • O número do período é o valor de n. • Os grupos1A e 2A têm o orbital s ocupado. • Os grupos 3A - 8A têm o orbital p ocupado. • Os grupos 3B - 2B têm o orbital d ocupado. • Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f ocupado. Tabela periódica – Configuração eletrônica Carga nuclear efetiva - Muitas propriedades dos átomos são relativas à distância média dos elétrons mais externos ao núcleo e a carga nuclear efetiva (Zef) que esses elétrons sofrem. Carga nuclear efetiva - Os elétrons mais internos são muito mais eficientes em blindar os elétrons mais externos da carga total do núcleo,enquanto os elétrons em um mesmo nível não blindam uns aos outros de maneira muito eficaz. Carga nuclear efetiva (Zef) Carga Nuclear Efetiva (Zef): é a força de atração entre o núcleo e os elétrons externos. Zef = Z – S Onde: Z = número de prótons do núcleo; S = número de elétrons internos. Blindagem (Shield - S) Blindagem é o efeito causado pelos elétrons mais internos e os próximos ao elétron considerado. Carga nuclear efetiva Como resultado, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumentam à medida que nos movemos da esquerda para à direita em um período. Raio Atômico Raios atômicos para moléculas diatômicas (raios covalentes) e para metais (raios metálicos). Raio Atômico (Å) Raio Atômico Ao longo de um grupo, o raio atômico aumenta com o número atômico, devido ao aumento do número de camadas (níveis) eletrônicas ocupadas e a carga dos elétrons das camadas internas repelem os elétrons mais externos. Raio Atômico Ao longo de um período, o raio atômico diminui com o número atômico, porque vai aumentando a força atrativa núcleo-eletrosfera (próton-elétron) o que provoca a contração da nuvem eletrônica. Variação do raio atômico na tabela periódica Raio atômico / Raio iônico O tamanho dos íons em relação ao átomo de origem depende da sua carga: a) No caso de um cátion, sua carga positiva diminui as repulsões elétron-elétron, sendo o íon menor que o seu átomo de origem. b) O contrário acontece com os ânions. Átomo de origem e Cátions Átomo de origem e Ânions Raio das partículas 1) Para partículas com a mesma carga nuclear a que tiver maior número de elétrons, apresenta maior raio, pois as repulsões inter-eletrônicas são mais fortes. Átomo Cátion Átomo Ânion Partículas que apresentam o mesmo número de elétrons (isoeletrônicas): Exemplos 9F - 10 Ne 11 Na + 12 Mg 2+ A partícula que tiver maior carga nuclear (Z) apresenta menor raio, pois, as atrações núcleo- nuvem eletrônicas são mais fortes o que origina a contração da nuvem eletrônica. Eletronegatividade A eletronegatividade de um elemento é medida como a tendência relativa de um átomo de atrair os elétrons quando ele esta combinado quimicamente com outro elemento. Eletronegatividade - Quanto menor o raio atômico, maior será a atração do núcleo pelos elétrons do nível de energia mais externo, portanto, maior a eletronegatividade. Eletronegatividade Diminui Aumenta Eletronegatividade Afinidade Eletrônica (AE) É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no seu estado fundamental (na fase gasosa) recebe 1 elétron. X(g) + 1e X -(g) + energia Valores de afinidade eletrônica são negativos, isto significa que a energia é liberada quando o elétron é adicionado. Afinidade Eletrônica (AE) Valores de AE para elementos do grupo 7A (17) Afinidade Eletrônica (AE) Energia de Ionização -É a mínima energia necessária para se retirar um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental. - Em um átomo pode existir da primeira até a sétima energia de ionização, e esta é crescente no intervalo. E + X (g) X + (g) + e- Energia de Ionização (EI) 1) Ao longo do grupo a energia de ionização diminui, por existir maior número de elétrons internos, o que faz com que a atração efetiva entre o núcleo e um dos elétrons mais externos seja menor (raio atômico é maior). 2) Ao longo do período o aumento da carga nuclear experimentada pelos elétrons de valência produz uma diminuição do átomo tornando mais difícil a remoção do elétron (raio atômico menor). Energia de Ionização (EI) Valores da primeira EI dos elementos do segundo período: Energia de Ionização (EI) Três primeiros valores de EI (eV) Energia de Ionização (EI)
