Apresentação do PowerPoint

CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS
DISCIPLINA: Química Geral
ASSUNTO: Tabela Periódica
Profa. Dra. Luciana M. Saran
1. Introdução
 Quando
os
elementos
são
listados,
sequencialmente, em ordem crescente de
número atômico, há uma repetição periódica em
suas propriedades.
 As propriedades dos elementos químicos são
funções periódicas do número atômico.
1. Introdução
“A Tabela Periódica é um arranjo de elementos
em ordem crescente de número atômico em linhas
horizontais de comprimentos tais que os elementos
com propriedades químicas semelhantes caem
diretamente um embaixo do outro”.
2. Características da Tabela Periódica
2.1. Colunas verticais ou Grupos:
 Reúnem elementos com propriedades químicas e
físicas semelhantes.
 São numeradas de 1 a 18 (sistema IUPAC).
 Sistema anterior: grupos A e B.
Elementos dos Grupos A: elementos principais
ou representativos.
Elementos dos Grupos B: elementos de
transição.
Tabela periódica organizada em famílias ou grupos:
ilustração dos sistemas de numeração.
Divisão moderna da tabela periódica: metais e não metais
(ou ametais). Até então, B, Si, Ge, As, Sb, Te e At, eram
classificados como semimetais ou metalóides.
B
Si
Ge As
Sb Te
At
Ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não
metais (ametais), semimetais (metalóides), gases nobres e
hidrogênio.
Forma Longa da Tabela Periódica: não usual
Forma Usual da Tabela Periódica
Tabela periódica:
 Atualmente, reúne 118 elementos químicos.
 Contém elementos naturais, que são os que
apresentam Z ≤ 92 (urânio, U: Z = 92). Tecnécio
(Tc, Z = 43) e promécio (Pm, Z = 61) são
artificiais.
 Contém elementos artificiais ou
denominados transurânicos (Z > 92).
sintéticos,
 Os elementos de números atômicos 113, 115, 117
e 118, já foram nomeados permanentemente.
113Nh:
nihonium (nihônio)
115Mc: moscovium (moscóvio)
117Ts: tennessine (tennessino)
118Og: oganesson (oganessono)
Elementos necessários aos organismos vivos:
H, C, N, O, P e S (são os 6 elementos mais
abundantes); Ca, Cl, Mg, K e Na (também são
abundantes e necessários a todos os organismos);
em verde, estão destacados os microelementos.
 METAIS:
- São sólidos (exceto o Hg); têm brilho e a
maioria apresenta coloração prateada;
- Conduzem eletricidade;
- São dúcteis (podem ser estirados em fios);
- São maleáveis (podem ser moldados em
folhas);
- Formam ligas (soluções de um ou mais de um
metal em outro);
- Tendem a ter baixas energias de ionização.
 NÃO-METAIS:
- Variam muito na aparência;
Enxofre
P branco
C grafite
- Alguns são sólidos;
- O bromo é líquido;
Iodo
- Alguns como o nitrogênio e o oxigênio do ar,
são gases na temperatura ambiente;
- São pobres condutores de calor e eletricidade.
 SEMI-METAIS ou METALÓIDES:
- B, Si, Ge, As, Sb, Te e At;
- Apresentam propriedades intermediárias entre
as dos metais e as dos não-metais;
- Alguns são semi-condutores de eletricidade.
- O Si, por exemplo, parece um metal, mas é
quebradiço, em vez de maleável e não é bom
condutor térmico ou elétrico comparado aos
metais.
Propriedades Características dos Metais
e dos Não-metais
Metais
Não-metais
Têm brilho
Não têm brilho
Os sólidos
dúcteis
são
maleáveis
e Os
sólidos
são
geralmente
quebradiços; alguns são duros e
outros macios
Bons condutores de calor e Pobres condutores
eletricidade
eletricidade
Muitos óxidos metálicos
sólidos iônicos básicos
de
calor
e
são Muito óxidos não metálicos são
substâncias moleculares que formam
soluções ácidas
Tendem a formar cátions em Tendem a formar ânions ou oxiânions
soluções aquosas
em soluções aquosas
2.2. Fileiras horizontais ou Períodos:
 Numeradas de 1 a 7. Primeiro período: tem 2
elementos (H e He).
 Para iniciar um novo período, a proposta é que
haja repetição das propriedades físicas e químicas
na nova seqüência dos elementos.
 O número do período em que um elemento se
encontra, corresponde ao número de camadas
ocupadas por elétrons nesse elemento.
Lembremos que:
 As camadas ou níveis de energia
formadas por subníveis.
são
 Os subníveis são designados pelas letras s, p, d,
f, g, h, etc.
Número Máximo de Elétrons Acomodados
pelos Subníveis s, p, d, f
SUBNÍVEL
s
No MÁXIMO DE
ELÉTRONS
2
p
6
d
10
f
14
Em cada subnível há orbitais, que são regiões
de máxima probabilidade de encontrar
elétron, e-.
 Orbitais s: cada subnível s apresenta um orbital
s, que é capaz de comportar 1 par de e-.
 Orbitais p: cada subnível p apresenta três
orbitais (px, py e pz), que estão dispostos ao longo
dos eixos cartesianos x, y e z. Esses orbitais são
degenerados, ou seja, têm a mesma energia e
cada um é capaz de comportar 1 par de e-.
Consequentemente, o número máximo de e- num
subnível p corresponde a 6.
 Orbitais d: cada subnível d apresenta cinco
orbitais (dxy, dxz, dyz, dx -y e dz ), que são
degenerados. Cada um destes orbitais é capaz de
comportar 1 par de e-.
2
2
2
DIAGRAMA DAS DIAGONAIS OU
DIAGRAMA DE PAULING
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA PARA ÁTOMOS DE ALGUNS
ELEMENTOS QUÍMICOS ADOTANDO-SE CERNE DE GÁS NOBRE
ÁTOMO
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
1H
1s1
2He
1s2
3Li
1s2 2s1
4Be
1s2 2s2
[He] 2s2
5B
1s2 2s2 2p1
[He] 2s2 2p1
6C
1s2 2s2 2p2
[He] 2s2 2p2
7N
1s2 2s2 2p3
[He] 2s2 2p3
8O
1s2 2s2 2p4
[He] 2s2 2p4
9F
1s2 2s2 2p5
[He] 2s2 2p5
10Ne
1s2 2s2 2p6
[He] 2s2 2p6
11Na
[Ne] 3s1
12Mg
[Ne] 3s2
13Al
[Ne] 3s2 3p1
14Si
[Ne] 3s2 3p2
15P
[Ne] 3s2 3p3
16S
[Ne] 3s2 3p4
17Cl
[Ne] 3s2 3p5
18Ar
[Ne] 3s2 3p6
ou
[He] 2s1
 O número do período em que um elemento se
encontra corresponde ao número da camada de
valência.
Exemplos:
11Na:
1s2 2s2 2p6 3s1
2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl:
1s
17
2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ar:
1s
18
 Os três elementos acima estão posicionados no 3º
período da Tabela Periódica.
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos
na Tabela Periódica
 Elementos nos Grupos 1 (ou 1A) e 2 (ou 2A):
estão preenchendo um subnível s. Exemplos: Li
(1s2 2s1) e Be (1s2 2s2), no 2o período preenchem
o subnível 2s.
 Elementos nos Grupos 13 (ou 3A) a 18 (ou 8A):
preenchem subníveis p.
Exemplos: B (1s2 2s2 2p1) e Ne (1s2 2s2 2p6).
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos
na Tabela Periódica
 Elementos de Transição:
subníveis d.
preenchem os
4o período: do Sc (Z=21) ao Zn (Z=30), há
preenchimento do subnível 3d.
5o período: do Y (Z=39) ao Cd (Z=48), há
preenchimento do subnível 4d.
6o período: há preenchimento do subnível 5d.
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos
na Tabela Periódica
 Elementos de Transição Interna: preenchem os
subníveis f.
Lantanídeos (Z = 57 a 71): estão no 6º período
e preenchem o subnível 4f.
Actinídeos (Z = 89 a 103): estão no 7º período e
preenchem o subnível 5f.
Preenchimento de subníveis eletrônicos
na Tabela Periódica
 Cada um dos blocos a seguir refere-se aos elétrons
de valência e aos respectivos orbitais atômicos nos
quais estes elétrons estão localizados.
Configuração eletrônica e localização dos
elementos
 Conforme discutido, o número do período em
que um elemento se encontra corresponde ao
número da camada de valência.
 A soma da quantidade de elétrons dos últimos
orbitais s, p e d preenchidos resulta no número
da família ou grupo do elemento.
 Para os elementos do 2º e do 3º períodos, do
bloco p, soma-se 10 ao total de e- do nível de
maior energia para localizar a família.
Configuração
elementos
eletrônica
e
localização
dos
 Exemplo 1: sem consulta a tabela periódica,
indique a posição na mesma (família e período)
do elemento de Z = 35.
Configuração eletrônica do elemento:
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p5
Período = 4º
No do grupo ou família = 2 + 10 + 5 = 17 ou 7A
Configuração
elementos
eletrônica
e
localização
dos
 Exemplo 2: sem consulta a tabela periódica,
indique a posição na mesma (família e período)
do elemento de Z = 16.
Configuração eletrônica do elemento:
1s2 2s22p6 3s23p4
Período = 3º
No do grupo ou família = 2 + 4 = 6 + 10 = 16 ou
6A
3. Propriedades Atômicas
3.1. Raio Atômico
 É definido como a metade da distância entre
dois átomos iguais numa molécula.
 Exemplo: determinação do raio atômico do cloro
(Cl) e do bromo (Br).
3. Propriedades Atômicas
3.1. Raios Atômicos
Tendência geral:
 Aumentam quando se desce a coluna de um
grupo da tabela periódica;
 Diminuem quando se percorre um período da
esquerda para a direita.
Raios Atômicos dos Metais Alcalinos
(Grupo 1)
Átomos
Configuração
Eletrônica
[He]2s1
Raio, nm
Li
Carga
Nuclear
3+
Na
11+
[Ne]3s1
0,157
K
19+
[Ar]4s1
0,203
Rb
37+
[Kr]5s1
0,216
Cs
55+
[Xe]6s1
0,235
0,123
Raios Atômicos dos Elementos do
Segundo Período
Átomo
Li
Carga
Nuclear
3+
Configuração
Eletrônica
[He]2s1
Raio, nm
Be
4+
[He]2s2
0,089
B
5+
[He]2s22p1
0,080
C
6+
[He]2s22p2
0,077
N
7+
[He]2s22p3
0,074
O
8+
[He]2s22p4
0,074
F
9+
[He]2s22p5
0,072
0,123
3.2. Energia de Ionização (EI)
 É a menor energia necessária para remover um
elétron de um átomo gasoso no estado
fundamental.
Ex.:
Mg(g)
Mg+(g) + e-
EI(1) = 738 KJ/mol
Mg+(g)
Mg2+(g) + e- EI(2) = 1.451 KJ/mol
Mg2+(g)
Mg3+(g) + e- EI(3) = 7.733 KJ/mol
3.2. Energia de Ionização (EI)
Tendência Geral:
 As energias da 1a ionização crescem, ao longo
de um período (da esquerda para a direita) e
diminuem (de cima para baixo) ao longo das
colunas ou grupos.
3.3. Afinidade Eletrônica
 É a quantidade de energia liberada quando um
átomo isolado gasoso, no seu estado
fundamental, recebe um elétron, formando um
íon negativo.
Ex.: X(g) + eF(g) + e-
X-(g)
F-(g) E = - 328 kJ mol-1
 Quanto mais negativo o valor da afinidade
eletrônica, maior é a tendência do átomo para
receber elétron.
3.3. Afinidade Eletrônica
Tendência Geral:
 Os valores das afinidades ao elétron ficam mais
negativos ao longo de um período (da esquerda
para a direita) e menos negativos quando se
desce num grupo.
Bibliografia Consultada
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São
Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005.
MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral:
fundamentos. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2007.