Tabela Periódica e Propriedades Periódicas dos Elementos. periódico permite fazer previsões gerais sobre seu comportamento químico e físico.

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Helena Ramires Peixoto
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1 Tabela Periódica e Propriedades Periódicas dos Elementos Agrupar os elementos num quadro Agrupar os elementos num quadro periódico permite fazer previsões gerais sobre seu comportamento químico e físico.

2 O 2 (g) O: [He]2s 2 2p 4 S 8 (s) S: [Ne]3s 2 3p 4

3 HISTÓRICO Tríades de Döbereiner (1829) Certas tríades apresentavam semelhanças químicas. Ca, Sr, Ba Cl, Br, I S, Se, Te Parafuso de Telúrio de Chancourtois (1862) Elementos em forma de espiral de acordo com a massa atômica. As propriedades se assemelhavam a cada dezesseis átomos. As Oitavas de John Newlands (1864) Organizou os elementos em linhas. Cada linha continha 8 elementos. Havia periodicidade nas propriedades a cada oito elementos.

4 Tabelas Periódicas de Meyer e Mendeleev Elementos ordenados em ordem crescente de massa atômica. Faltaram alguns elementos neste esquema.

5 Moseley e a Tabela Moderna Organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Exemplo Henry Moseley Todos os gases nobres são pouco reativos. Elemento posterior a cada gás nobre é um elemento altamente reativo (metais alcalinos).

7 Em geral, elemento que tem maior número atômico tem maior massa atômica, mas em alguns casos há uma pequena diferença na sequência dos elementos. Exemplos Elemento Número atômico Número de massa K 19 39,09 Ar 18 39,94 I ,90 Te ,60

8 Tabela Periódica Moderna Forma longa: ordem crescente de número atômico. Sete períodos horizontais: varia o número de camadas de um período para o outro. Comprimento dos períodos varia bastante, por exemplo: Segundo período: 8 elementos. Sexto período: 32 elementos

9 Dezoito famílias ou grupos verticais: elementos de uma mesma família tem o mesmo número de elétrons na última camada; varia o número quântico principal. H: tem propriedades particulares e por isto é posicionado Isoladamente; algumas vezes acima do lítio. 1: Metais Alcalinos 2: Metais Alcalinos Terrosos 3-12: Metais de Transição e Metais de Transição Interna 13: Família do Boro 14: Família do Carbono 15: Família do Nitrogênio 16: Família do Oxigênio (calcogênios) 17: Família do Halogênios 18: Família dos Gases Nobres

10 A periodicidade nas propriedades dos elementos é o resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas dos seus átomos.

11 Carga Nuclear Efetiva (Z ef ) É a carga real que o núcleo exerce sobre o elétron externo. A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. Blindagem (S): é a proteção que os elétrons internos oferecem aos externos. Z ef = Z - S

12 Exemplo: Na (sódio) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Elétron 3s experimenta uma energia de atração menor do que os elétrons no nível 1s. A diminuição da atração é devido às repulsões que os elétrons dos níveis 1 e 2 provocam no elétron mais externo. A atração entre o elétron em 3s e os prótons é prejudicada pela barreira, ou blindagem, que os elétrons em níveis interiores fazem.

13 Regras de Slater para o cálculo da blindagem: Redistribuir os elétrons nos seguintes grupos: (1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p) (5d) (5f) (6s,6p) (6d) A cada elétron corresponde uma blindagem diferente. Para elétron em subnível s ou p: Cada elétron do mesmo NÍVEL energético = 0,35; Cada elétron em (n 1) = 0,85; Demais elétrons internos = 1. Para elétron em subnível d ou f: Cada elétron do mesmo NÍVEL energético = 0,35; Demais elétrons internos = 1. Se o elétron em questão estiver em 1s, o valor do outro elétron é 0,30 (e não 0,35). : Zero para elétrons mais externos do que o elétron considerado.

14 EXERCÍCIOS 1) Calcular a carga nuclear efetiva para o Mg (Z= 12), Zn (Z= 30) e Na (Z= 11). 2) Calcular a carga nuclear efetiva para o elétron 3d do Fe (Z= 26). 3) Calcular a carga nuclear efetiva para o íon Ti 2+ (Z= 22).

15 Variação de Z ef na tabela periódica PERÍODOS Z ef aumenta com aumento de Z, ou seja, Z ef aumenta da esquerda para a direita. Elemento Z Zef Na 11 2,20 Mg 12 2,85 Al 13 3,50

16 Variação de Z ef na tabela periódica FAMÍLIAS Elementos da mesma família, a partir do terceiro período, tem Z ef aproximadamente constante. Elemento Z Zef Na 11 2,20 K 19 2,20 Rb 37 2,20 Cs 55 2,20

17 Propriedades Periódicas Raio Atômico Considere uma molécula diatômica simples. A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

18 Variação do Raio Atômico na Tabela Periódica PERÍODOS Raio diminui com aumento de Z ef (e de Z), ou seja, Raio diminui da esquerda para a direita.

19 Quarto, quinto e sexto períodos: decréscimo do raio é moderado pela intervenção dos elementos de transição porque há aumento do número de elétrons em (n-1)d e não na camada mais externa, o que aumenta a blindagem e diminui Z ef. Lantanídeos: aumento do efeito da blindagem porque elétrons estão sendo adicionados em (n-2)f. contração lantanídica No período normal há redução de tamanho, mas se contarmos todos os lantanídeos há redução maior do que a esperada, soma dos 14 elementos da série dá uma contração de 0,013 nm.

20 FAMÍLIAS Raio aumenta com aumento de n (Z ef é cte), ou seja, Raio aumenta de cima para baixo. Influência da contração lantanídica: Átomo Conf. Eletrônica Raio, nm Ti [Ar] 3d 2 4s 2 0,132 Zr [kr] 4d 2 5s 2 0,145 Hf [Xe] 5d 2 6s 2 0,144

21 Propriedades Periódicas Raio Atômico

23 Raio Iônico Distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão ligados. Para um mesmo elemento, o raio iônico do cátion será sempre menor que o raio atômico e o raio iônico do ânion sempre será maior que o raio atômico.

24 CÁTIONS Espécie Z Zef Na 11 2,20 Na ,85 Mg 12 2,85 Mg ,85 Os cátions são menores do que os átomos que lhes dão origem. Para cátions isoeletrônicos, quanto maior a carga menor o raio.

25 ÂNIONS Espécie Z Zef S 16 5,45 S ,75 Cl 17 6,10 Cl ,75 Os ânions são maiores do que os átomos que lhes dão origem. Para ânions isoeletrônicos, quanto maior a carga maior o raio.

27 Propriedades Periódicas Energia de Ionização É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso. Primeira energia de ionização, I Na(g) Na + (g) + e - 1 :. Segunda energia de ionização, I 2,: Na + (g) Na 2+ (g) + e -. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

28 PERÍODOS Variação da Energia de Ionização na Tabela Periódica EI aumenta com aumento de Z ef (e de Z), ou seja, EI aumenta da esquerda para a direita. Fatores que podem interferir: Tipo de orbital s > p> d > f Simetria de preenchimento: orbitais semi preenchidos ou totalmente preenchidos dão estabilidade extra ao íon.

29 Na Mg Al Si P S Cl Ar Z Z ef 2,20 2,85 3,50 4,15 4,80 5,45 6,10 6,75 EI (kj/mol) Mg: 3s 2 Al: 3p 1 P: 3p 3 S: 3p 4 - e - e

30 FAMÍLIAS EI aumenta com diminuição do raio, ou seja, EI aumenta de baixo para cima.

31 2s 2 2p 4 N O Be B 2s 2 2p 1

33 Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

34 Propriedades Periódicas Afinidade Eletrônica É a energia liberada por um átomo no estado gasoso ao receber elétron. > energia liberada > tendência em receber elétron. A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica quanto endotérmica: Cl(g) + e - Cl - (g) E = -349 kj/mol [Ne]3s 2 3p 5 [Ne]3s 2 3p 6 Ar(g) + e - Ar - (g) E > 0 [Ne]3s 2 3p 6 [Ne]3s 2 3p 6 4s 1

35 PERÍODOS Variação da Afinidade Eletrônica na Tabela Periódica AE aumenta com aumento de Z ef (e de Z), ou seja, AE aumenta da esquerda para a direita. FAMÍLIAS AE aumenta com diminuição do raio, ou seja, AE aumenta de baixo para cima.

37 Afinidades eletrônicas

38 Estados de Oxidação (Nox) O número de oxidação para um íon: é a carga no íon. O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria se fosse um íon. Os números de oxidação são determinados por uma série de regras: 1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por exemplo, Cl 2, H 2, P 4, Li, Na, Mg, Au 2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação.

39 3. Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos: a) O número de oxidação do O geralmente é 2. O íon peróxido, O 2 2-, tem oxigênio com um número de oxidação de 1. b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a nãometais e 1 quando ligado a metais. c) O número de oxidação do F é A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na molécula (zero para uma molécula neutra).

40 Metais Alcalinos: 1+ MA Terrosos: 2+ Família do B: 1+, 3+ Família do C: 4- a 4+ Família do N: 3- a 5+ Família do O: 2- a 6+ Halogênios: 1- a 7+ Metais de Transição: diversos Nox Metais de Transição Interna: 3+ é o mais comum.

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