aula 1 – tabela periódica e propriedades periódicas

QUÍMICA
AULA 1: TEORIA
ELEMENTOS QUÍMICOS,
TABELA PERIÓDICA,
PROPRIEDADES PERIÓDICAS.
Professora Priscila Miranda
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Turmas de
Agosto
AULA 1: TEORIA
1
Fonte: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
A atividade de completar os cartões com os elementos químicos teve
como propósito a pesquisa das características e propriedades dos
elementos químicos e da tabela periódica.
Conceitos trabalhados:
Elemento - Símbolo - Número Atômico - Número de Massa - Família Período - Distribuição Eletrônica - Estado Natural - Ponto de Fusão Ponto
de
Ebulição
-
Raio
Atômico
-
Eletronegatividade
–
Eletropositividade - Afinidade eletrônica - Energia de Ionização Potencial de Ionização - Modelo Atômico Atual
*Como
complemento,
ver
post
ALGUMAS
DEFINIÇÕES
(https://quimicandocommiranda.wordpress.com/2016/06/10/algumas
-definicoes/)
QUÍMICA: Estudo da composição e das propriedades da matéria e das mudanças que ela sofre.
IORGANICA: ácidos, sais, bases e óxidos.
ORGANICA: compostos do elemento carbono
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AULA 1: TEORIA
1. ELEMENTO QUÍMICO
É o conjunto dos átomos com o mesmo número atômico (Z).
2. SÍMBOLO QUÍMICO
É a representação gráfica universal de um átomo do elemento químico.
Composto pela letra inicial em maiúscula, e quando necessário seguido de uma
segunda letra minúscula.
3. NÚMERO ATÔMICO
Representado pela letra Z, indica a quantidade de prótons do encontrados no
núcleo de um átomo e é o responsável pela diferenciação de um elemento
químico de outro. O átomo no estado fundamental é neutro, pois possui a
mesma quantidade de prótons e elétrons.
4. NÚMERO DE MASSA
Representado pela letra A, indica a soma dos prótons e nêutrons de um
determinado elemento químico.
5. ESTADO NATURAL
É quando o elemento não está agregado a outro elemento para formar um
composto, desde que isso ocorra naturalmente. É como são encontrados na
natureza. Há elementos que são encontrados mais de uma forma na natureza, o
que denominamos de alotropia (exemplo: C pode ser encontrado como
diamante, grafite ou carvão mineral).
6. FAMÍLIA
São distribuídas de forma vertical, em 18 colunas. Os elementos químicos que
estão localizados na mesma coluna da Tabela Periódica são considerados da
mesma família, pois possuem propriedades físicas e químicas semelhantes e
apresentam a mesma configuração de elétrons na última camada (camada de
valência).
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2
AULA 1: TEORIA
Família ou
grupo
Nº de elétrons na Distribuição eletrônica
camada de valência da camada de valência
IA
1
Nome
ns
1
metais alcalinos
2
metais alcalino-terrosos
IIA
2
ns
IIIA
3
ns np
2
1
família do boro
4
2
ns np
2
família do carbono
5
2
ns np
3
família do nitrogênio
6
2
ns np
4
calcogênios
7
2
ns np
5
halogênios
8
2
6
gases nobres
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA ou 0
ns np
Fonte da Tabela: (SALVADOR, 2001)
o Família 1ª, A ou 0 (Grupo 1): Metais Alcalinos (com exceção
do Hidrogênio (H))
Principais características: reagem com água (formando hidróxidos (OH)),
reagem com óxidos, baixa densidade, moles, muito reativos e eletropositivos,
possuem um elétron na última camada de valência, Nox= +1.
EXCEÇÃO: Hidrogênio (H) mesmo estando no topo da família 1ª, ele
possui um único elétron, com isso a energia para retirar o elétron do
hidrogênio é muito maior do que qualquer outro elemento dessa
família. Assim ele é classificado como NÃO METAL.
o Família 2A (Grupo 2): Metais Alcalino-Terrosos
Principais características: propriedades básicas (alcalinas), eletronegatividade
menor ou igual a 1,3 (escala de Pauling), baixa densidade, coloridos, moles,
sólidos, apesar de não reagir com água tão rápido como os Metais Alcalinos, os
Metais Alcalino-Terrosos também formam hidróxidos fortemente básicos, na
reação com halogênios formam sais iônicos, possuem dois elétrons na última
camada de valência, tendência a perder elétrons, Nox= +4.
o Família B (Grupo 3 à 12): Metais de Transição
Definição pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC): “Um
elemento cujo átomo possui um subnível d incompleto ou que possa vir a
formar cátions com um subnível d incompleto”. São representados na tabela
periódica pelo bloco B (grupo 3 ao 12). São divido em dois grupos:
Transição Interna:
 Lantanóides: Elementos com número atômico de 57 a 71
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 Actinóides: Elementos com número atômico de 89 até ao 103.
Transição Externa:
 Primeiro período de transição: Elementos com número atômico de 21 a
30
 Segundo período de transição: Elementos com número atômico de 39 a
48
 Terceiro período de transição: Elementos com número atômico de 72 a
80
Principais características: duros, alto ponto de fusão, alto ponto de ebulição,
metais, alta condução de calor, alta condução de eletricidade, formam ligas
entre si, estado de oxidação variado, número de elétrons na camada de valência
variado, potenciais negativos.
o Família 3A (Grupo 13): Família do Boro
Principais características: três elétrons na cama da de valência (EXCEÇÃO: Tl),
Nox=+3, carga eletrônica elevada, raio atômico reduzido, eletronegatividade
maior que dos elementos das famílias 1A e 2ª.
o Família 4A (Grupo 14): Família do Carbono
Principais características: quatro elétrons na cama da de valência, energia de
ionização alta (por isso compostos iônicos simples são raros)
ATENÇÃO: O carbono (C) possui propriedades que o difere dos demais
elementos do grupo. O principal fator diferenciador é a sua capacidade de se
ligar a vários outros átomos de carbono, formando grandes cadeias. É o único
capaz de formar ligações múltiplas (duplas e triplas ligações). Ponto de fusão
extremamente elevad.
o Família 5A (Grupo 15): Família do Nitrogênio
Principais características: cinco elétrons na cama da de valência, Nox máximo
+5, alta energia de ionização.
o Família 6A (Grupo 16): Calcogênios
Principais características: seis elétrons na cama da de valência, são Não Metais
(Po é o único radioativo).
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AULA 1: TEORIA
o Família 7A (Grupo 17): Halogênios
Principais características: sete elétrons na cama da de valência, são Não
Metais, eletronegatividade maior que 2,5, são muito oxidantes, reagem com:
metais, não metais, substâncias redutoras e gases nobres, são elementos
perigosos e até letais a seres vivos, extremamente reativos.
Observação: O flúor e cloro são gasosos, o bromo é líquido, o iodo e o astato são
sólidos. Exceto o iodo, são todos tóxicos.
o
Família 0 ou 8A (Grupo 18): Gases Nobres
Principais características: oito elétrons na cama da de valência (EXCETO He
tem apenas dois elétrons na camada de valência), dificuldade de
combinar/reagir com outros átomos, baixa reatividade, em condições normais
são gasosos (existem em grande quantidade na atmosfera), baixo ponto de fusão
e ebulição, força Interatômica fraca, mais pesados, não formam facilmente
compostos químicos por terem sua camada de valência completa com elétrons,.
7. PERÍODO
Na tabela atual existem sete períodos, sendo que o número de período
corresponde à quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos
químicos apresentam.
Fonte Imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
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8. CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
METAIS
SEMIMETAIS
apresentam
apresentam
brilho metálico brilho metálco
conduzem
corrente
elétrica e calor
são maleáveis
são usados em
moedas e jóias
pequena
condutibilidade
elétrica
fragmentam-se
AMETAIS
não apresentam
brilho
GASES NOBRES
Como o p´roprio nome
sugere, nas condições
ambientes apresentam-se no
estado gasoso e sua principal
característica química é a
grande estabilidade, ou seja,
possuem pequena
capacidade de se combinar
com outros elementos
HIDROGÊNIO
É um elemento atípico,
possuindo a propriedade
de se combinar com
metais, ametais e
semimetais. Nas
condições ambientes, é
um gás extremamente
inflamável.
não são
condutores
fragmentam-se
são utilizados na
produção de
pólvora e na
fabricação de
pneus
9. PONTO DE FUSÃO
É a temperatura em que uma substância passa do estado sólido para o estado
líquido. Por exemplo, a água pura passa do estado sólido para o estado líquido à
temperatura de 0ºC. Diz-se por isso que o Ponto de Fusão da água pura é 0ºC.
10. PONTO DE EBULIÇÃO
É a temperatura em que uma substância passa do estado líquido para o estado
gasoso. Por exemplo, a água pura passa do estado líquido para o estado gasoso à
temperatura de 1000ºC. Diz-se por isso que o Ponto de Ebulição da água pura é
100ºC.
11. RAIO ATÔMICO
O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a
eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. De maneira geral, para
comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores:
a) Número de níveis de (camadas): quanto maior o número de níveis, maior
será o tamanho do átomo.
b) Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons
exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma
redução no seu tamanho.
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AULA 1: TEORIA
Generalizando, o raio atômico (tamanho do átomo):
Numa mesma família: aumenta de cima para baixo na tabela, devido
o aumento do número de níveis;
Num mesmo período: aumenta da direita para a esquerda na tabela,
devido a diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui
a força de atração entre os elétrons.
Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
12. ELETRONEGATIVIDADE
É a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.
Essa força tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo,
maior será à força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é
menor. A eletronegatividade não é definida para os gases nobres.
Quanto MENOR o tamanho do átomo, MAIOR será a
eletropositividade.
Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
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13. ELETROPOSIVITIDADE
É a tendência que o núcleo do átomo de um elemento tem de se
afastar de seus elétrons na camada de valência quando forma um
composto. É o contrário da eletronegatividade.
Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MAIOR será a
eletropositividade.
Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
14. AFINIDADE ELETRONICA
É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo
neutro no estado gasoso.
Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MENOR será a afinidade
eletrônica.
Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
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AULA 1: TEORIA
15. ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um
átomo isolado.
Quanto maior o raio atômico, menor será a tração exercida pelo núcleo sobre o
elétron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover
esse elétron.
Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MENOR será a primeira
energia de ionização.
Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
16. POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
É a energia necessária para remover um elétron de um átomo
isolado no estado gasoso.
Quanto maior o raio atômico, maior a facilidade para remoção do elétron da
camada de valência, sendo assim o potencial de ionização é menor.
Quanto MAIOR o tamanho do átomo, MENOR será o potencial de
ionização.
Fonte imagem: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedadesperiodicas#energia-de-ionizacao
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17. MODELO ATÔMICO ATUAL - BÖHR
10
Fonte Imagem:
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i
=22&id=668
O modelo atômico atual é um modelo matemático-probabilístico que se baseia
em dois princípios:
I. Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com
precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante;
II. Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie: o elétron
apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia
sendo uma particula-onda
O modelo atômico atual aceita tais princípios:
·
Elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e se movem em
órbitras ao redor do núcleo atômico;
·
O núcleo atômico está situado no centro do átomo, sendo constituído por
prótons que são partículas de carga elétrica positiva, cuja massa é de
aproximadamente 1.837vezes superio a massa do eletrón, e por nêutrons,
partículas sem carga e com massa ligeiramente superior a dos protóns;
·
O átomo é eletricamente neutro porque possui número igual de elétrons e
protóns;
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AULA 1: TEORIA
·
O número de protóns no átomo se chama número atômico, representado
pela letra Z e utilizado para estabelecer o lugar de um determinado elemento na
tabela periódica.
·
A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos
conhecidos;
·
Cada elemento possui um número de elétrons distribuidos nos diferentes
níveis de energia do átomo correspondente;
·
Os níveis energéticos (ou camadas), são denominados pelos símbolos K, L,
M, N, O, P e Q;
·
A camada mais próxima do núcleo (K) comporta somente dois elétrons. As
camadas L e Q comportam oito elétrons. As camadas M e P comportam dezoito
elétrons. E por fim, as camadas N e O comportam trinta e dois elétrons.
·
Os elétrons da última camada são responsáveis pelo comportamento
químico do elemento e por isso são denominados de Elétrons de Valência;
·
O número de massa (representado pela letra A) é equivaletne à soma do
número de protóns e nêutrons presentes no núcleo;
Fonte Imagem: http://modeloatomico3.blogspot.com.br/2011/04/o-atualmodelo-atomico.html
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AULA 1: TEORIA
18. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA:
Os átomos são formados por um núcleo e uma eletrosfera. O núcleo é
composto de prótons (partículas de carga positiva) e nêutrons (partículas de
carga neutra). A eletrosfera é constituída pelos elétrons (partículas de carga
negativa) que giram ao redor do núcleo. Acontece que os elétrons se distribuem
na eletrosfera em posições diferentes, uns mais perto do núcleo e outros mais
afastados, formando as chamadas camadas eletrônicas. Teoricamente há
infinitas camadas que poderiam ser ocupadas pelos elétrons, mas
experimentalmente observou-se que existem apenas sete. Eles são designadas
pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, sendo K a primeira camada, a mais próxima do
núcleo.
As camadas também podem ser consideradas níveis energéticos.
Devemos identificá-los usando os números de 1 a 7, que são chamados
de números quânticos principais (n). O número 1 deve ser atribuído ao
nível mais próximo do núcleo. Cada nível energético (ou camada) comporta um
número máximo de elétrons, conforme mostra a tabela abaixo:
Quanto mais próxima do núcleo está uma camada, maior é a atração que
o núcleo exerce sobre os elétrons dela e menos energia potencial esses elétrons
possuem. Em compensação, os elétrons das camadas mais afastadas do núcleo
são atraídos por ele com intensidade menor, e portanto possuem mais energia
potencial. Isso significa que os elétrons mais próximos do núcleo, ou seja, os das
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AULA 1: TEORIA
camadas mais internas, são mais “presos” a ele, enquanto os elétrons das
camadas mais externas são mais “livres”. Para designar esse “grau de liberdade”
dos elétrons em relação ao núcleo usa-se o conceito de níveis energéticos.
o Níveis e subníveis energéticos
Um nível é mais energético quanto maior for a energia potencial dos
elétrons nele contidos. Em outras palavras, um nível é mais energético quanto
mais afastado ele estiver do núcleo. Observe a representação da eletrosfera no
tópico anterior. Se sabemos que o nível menos energético de todos é o 1
(correspondente à camada K, mais perto do núcleo) e o mais energético é o 7
(correspondente à camada Q, mais distante do núcleo), podemos concluir que a
energia potencial dos elétrons é crescente do nível mais interno para o nível
mais externo da eletrosfera. Essa regra é válida mesmo para os átomos que
possuem menos de sete camadas.
A quantidade total de níveis que uma eletrosfera possui é determinada
pela quantidade de elétrons do átomo. Os elétrons vão sendo distribuídos
conforme a capacidade máxima de cada nível, começando pelo nível 1 (camada
K) e prosseguindo até que todos os elétrons estejam acomodados. O hidrogênio,
por exemplo, possui apenas um nível energético, porque só precisa acomodar
um elétron. Já o ferro apresenta quatro níveis em sua eletrosfera, nas quais
estão distribuídos 26 elétrons. O urânio, por sua vez, possui sete níveis para
comportar seus 92 elétrons.
Mas a distribuição eletrônica não é feita somente em função dos níveis
energéticos. Dentro dos níveis, os elétrons apresentam quantidades de energia
características. Cada uma dessas quantidades corresponde a uma subdivisão do
nível, dando origem aos chamados subníveis energéticos. Eles são quatro,
designados pelas letras minúsculas s, p, d, f. Assim como os níveis, os subníveis
apresentam números quânticos que indicam a energia do elétron dentro deles.
São os chamados números quânticos secundários ou azimutais (ℓ).
Respectivamente, os subníveis s, p, d, f apresentam números quânticos
secundários 0, 1, 2 e 3. Também de maneira semelhante aos níveis, cada
subnível comporta uma quantidade máxima de elétrons.
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AULA 1: TEORIA
A distribuição eletrônica nos subníveis é feita preenchendo-se totalmente
um subnível antes de passar para o próximo. Acontece que a ocupação dos
subníveis não obedece os limites dos níveis. Os elétrons não vão se acomodando
nos subníveis de um mesmo nível até preenchê-lo, eles seguem uma ordem
diferente, a ordem crescente de energia. O químico norte-americano Linus
Pauling elaborou um diagrama que permite fazer a distribuição eletrônica
segundo essa ordem crescente. O dispositivo ficou conhecido como diagrama de
Linus Pauling.
o Distribuição eletrônica segundo o diagrama de Linus Pauling
Observe o diagrama de Linus Pauling. De cima para baixo, ele traz os
níveis de energia em ordem crescente, representados pelos números de 1 a 7. Os
subníveis que cada nível possui são representados pelas letras s, p, d, f. À direita
de cada letra, um número sobrescrito indica a quantidade máxima de elétrons
que o subnível comporta. As setas indicam o sentido em que o diagrama deve
ser lido. Cada seta deve ser percorrida até o fim, para só então passarmos para o
início da próxima.
A leitura do diagrama nos fornece a ordem crescente dos subníveis de
energia, que é a seguinte:
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AULA 1: TEORIA
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p6 – 6s2 – 4f14 – 5d10 – 6p6 – 7s2 –
5f14– 6d10 – 7p6
Essa é a ordem em que os elétrons se acomodam nos subníveis de
energia. Para fazer a distribuição eletrônica, precisamos obedecer a essa ordem
e observar o número máximo de elétrons que cada subnível comporta. A
distribuição é feita preenchendo-se cada subnível antes de passar para o
próximo. Se no último subnível houver menos elétrons que a capacidade
máxima dele, não tem problema. Nesse caso, o número que acompanha a letra
deve ser substituído pelo número de elétrons.
Vejamos o exemplo da distribuição eletrônica do átomo neutro de ferro,
que possui 26 elétrons. Segundo a ordem das setas, a distribuição é a seguinte:
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6. Note que o subnível 3d, o último a ser
preenchido, tem capacidade para até 10 elétrons, mas só havia 6 para serem
alocados nele.

Subníveis em ordem energética e em ordem geométrica
No exemplo da distribuição do átomo de ferro, perceba que quando
escrevemos a sequência de subníveis segundo as diagonais do diagrama,
escrevemos exatamente na ordem crescente de energia: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 –
3p6 – 4s2 – 3d6. Essa é a chamada ordem energética.
A outra forma de representar a distribuição eletrônica por subníveis de
energia é a a ordem geométrica. Nela, após fazer a distribuição conforme a
ordem energética, agrupamos os subníveis de cada nível. No caso átomo neutro
de ferro, a ordem geométrica fica assim: 1s2– 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2.
 Subnível mais energético e subnível mais externo
A ordem energética nos permite identificar o subnível mais
energético, que é sempre o último da sequência. No caso do ferro, é o subnível
3d6. Já a ordem geométrica mostra osubnível mais externo, que também é
sempre o último. O subnível mais externo do ferro é o 4s2.
Às vezes o subnível mais energético e o mais externo são o mesmo, mas
quando isso acontece trata-se de uma coincidência. É sempre necessário
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AULA 1: TEORIA
ordenar os subníveis energeticamente para descobrir qual é o mais energético e
geometricamente para identificar qual é o mais externo.
o Distribuição eletrônica de átomos neutros e de íons
A distribuição eletrônica de átomos neutros é feita considerandose o número de elétrons que o átomo do elemento possui em seu estado
fundamental, que é igual ao seu número de prótons ou número atômico (Z). Por
isso quando demos o exemplo da distribuição eletrônica do átomo neutro de
ferro (Z=26) distribuímos 26 elétrons.
O caso da distribuição eletrônica de íons não é complicado. Um íon
nada mais é que um átomo que ganhou ou perdeu elétrons do seu nível mais
externo (último nível). Um íon que resulta do ganho de elétrons é chamado de
ânion e o que é formado pela perda de elétrons é chamado de cátion. A forma
mais fácil de fazer a distribuição eletrônica de um íon é fazer primeiro a
distribuição do seu átomo neutro, ordenar os subníveis geometricamente e
depois retirar ou adicionar os elétrons do último nível.
Veja o exemplo da distribuição do cátion de ferro Fe+2. Trata-se de um
átomo de ferro que perdeu 2 elétrons de seu último nível.
Distribuição do átomo de ferro neutro (Z=26):
Ordem energética: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6
Ordem geométrica: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2
Identificamos o nível mais externo, que é o 4. Ele possui apenas um
subnível, o s2. Precisamos retirar dois elétrons do último nível, e eles sairão
justamente do único subnível que esse nível possui. Já que é assim, o subnível
4s2 vai deixar de existir, e a distribuição do Fe+2 fica desse jeito:
Distribuição do cátion Fe+2:
Ordem geométrica: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6
Ordem energética: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 3d6
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AULA 1: TEORIA
o Distribuição eletrônica na Tabela Periódica
Existe uma relação entre os períodos da Tabela Periódica e os níveis
energéticos que os elementos apresentam. Note que a Tabela possui sete
períodos, numerados de cima para baixo. O número de cada um deles
corresponde à quantidade de níveis (ou camadas) que seus elementos
apresentam. Assim, os elementos do primeiro período, hidrogênio e hélio,
apresentam apenas um nível energético, enquanto os do segundo período
possuem dois níveis, e assim por diante, até o sétimo período.
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AULA 1: TEORIA
1. BIBLIOGRAFIA
ATKINS P., L. J. (2006). PRINCÍPIOS DE QUÍMICA – QUESTIONANDO A VIDA MODERNA E O MEIO
AMBIENTE (3ª EDIÇÃO ed.). EDITORA BOOKMAN.
Distribuição eletrônica. (s.d.). Acesso em 01 de 08 de 2016, disponível em Tabela Periódica
Completa: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/distribuicao-eletronica
REIS, M. (2014). QUÍMICA ENSINO MÉDIO (1º EDIÇÃO ed., Vols. 1, 2 e 3). EDITORA ÁTICA.
SALVADOR, U. E. (2001). QUÍMICA ESSENCIAL (1ª EDIÇÃO ed.). EDITORA SARAIVA.
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