- Elementos e Propriedades Periódicas -(Russel cap. 7; Atkins cap. 1)
Periodicidade Química
Curso Superior de Engenharia de Controle e Automação – IFSC, Campus Chapecó
Prof. Fabio M. da Silva
• OBJETIVO: Ordenar os elementos de modo que reflita as
tendências nas propriedades químicas e físicas.;
• Na primeira tentativa, Mendeleev e Meyer organizaram os
elementos em ordem crescente de massa atômica,
fazendo que ficassem algumas lacunas na tabela;
• Ex.: 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. Em 1886 o Ge
foi descoberto.
A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS
A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos;
• A maior parte deles foi descoberto entre 1735 e 1843;
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que
possamos fazer previsões sobre elementos não
descobertos?
Carga nuclear!
Ordem de número
atômico (Z).
ORGANIZAÇÃO
DA TABELA
PERIÓDICA ATUAL
A LEI PERIÓDICA
A Lei Periódica
Halogênio, gás nobre,
metal alcalino
Número atômico
Periodicidade química.
Se repete periodicamente
Sequência halogênio, gás-nobre e metal alcalino
Fonte: Russel Vol. 1.
A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS
Classificação mais comum e geral dos elementos:
• Metal
• Metaloide
• Não Metal
Metal: conduz eletricidade, tem brilho, é maleável e dúctil. Apresenta
tendência em se oxidar – perder elétrons, formando cátions.
Metaloide: tem a aparência e algumas propriedades de metal, mas se
comporta quimicamente como um não metal. Ex.: Si tem brilho
metálico, mas é quebradiço. Utilizados na indústria de semicondutores.
Não metal: não conduz eletricidade, não é maleável nem dúctil.
Tendem a ganhar elétrons, formando ânions.
Localização dos 07 elementos metaloides. O berílio e o bismuto, são algumas
vezes incluídos nessa classificação. O boro, embora não tenha a aparência de
um metal, é incluído porque se parece quimicamente com o silício.
Fonte: Atkins –
Fundamentos.
Grupos ou famílias (linhas
verticais):
Reunem os elementos com propriedades químicas
semelhantes.
Grupos maiores
Cinco ou seis elementos
Grupos representativos,
principais ou grupos A
A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS
Classificação levando em conta as linhas verticais e
horizontais:
Grupos ou famílias com nomes especiais:
Grupo 1: Metais alcalinos
Grupo 2: Metais alcalinos Terrosos
Grupo 16: Calcogênios
Grupo 17: Halogênios
Grupo 18: Gases Nobres
Para os demais grupos, a identificação se dá apenas pelo número
do grupo ou pelo elemento que inicia o grupo. Ex.: Grupo 14 ou
grupo do carbono.
Estrutura da tabela periódica com os nomes de algumas regiões e grupos.
Elementos de transição interna.Fonte: Atkins – Fundamentos.
Algumas propriedades dos principais grupos
Grupo 1: os metais alcalinos
• Todos os metais alcalinos são macios.
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M M+ + e-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
a) lítio, b) sódio, c) potássio, d) rubídio e césio. Fonte: Atkins, Cap. 15.
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e
gás hidrogênio (M=metal): Ver Vídeo!
2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)
Algumas propriedades dos principais grupos
a) Lítio reage lentamente, b) sódio reage vigorosamente, c) potássio reage
ainda mais que sódio. Fonte: Atkins, Cap. 15.
Grupo 2: os metais alcalinos terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos
do que os metais alcalinos.
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M M2+ + 2 e-.
Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o
vapor de água. Do Ca em diante:
Ca(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Algumas propriedades dos principais grupos
a) berílio, b) magnésio, c) cálcio, d) estrôncio, e) bário. Fonte: Atkins, Cap. 15.
Grupo 16: O Grupo do Oxigênio (Calcogênios)
• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é
um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
• O oxigênio (O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que
o íon O2- tem uma configuração de gás nobre.
• O enxofre é outro importante membro desse grupo, sendo que
a forma mais comum é o S8 amarelo.
Oxigênio líquido (O2) -
azul pálido (-183ºC). Ozônio líquido (O3) -
azul pálido (-112ºC).
S8 ortorrômbico em blocos.
Galena – PbS/ Cinábrio – HgS/ pirita – FeS2/ esfarelita – ZnS. Fonte: Atkins, Cap. 15.
Grupo 17: O Grupo dos Halogênios
• A química dos halogênios é dominadapelo ganho de um elétron para formarum ânion:
X2 + 2 e- 2 X-.
• O flúor é uma das substâncias maisreativas que se conhece:
2 F2(g) + 2 H2O(l) 4 HF(aq) + O2(g)
ΔH = -758,9 kJ.
• Todos os halogênios consistem demoléculas diatômicas (X2).
Sublimação do I2 (s).
Bromo líquido.
Grupo 17: O Grupo dos Halogênios
• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é
produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl):
2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso
(HOCl) que desinfeta a água de piscina:
Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HOCl(aq).
• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são
ácidos fortes, com exceção do HF.
Grupo 18: Os gases nobres
• Todos esses são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s
e p completamente preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado:
XeF2, XeF4 e XeF6.
• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres
conhecidos são o KrF2 e o HArF.
Cristais de tetrafluoreto de xenônio, XeF4.
Preparado pela primeira vez em 1962 pela reação
entre xenônio e flúor, sob 6 atm. E 400ºC. Fonte:
Atkins, Cap. 15.
Períodos (linhas horizontais)
Numerados de 1 a 7. Correspondem as camadas
eletrônicas.
Os sete períodos da Tabela Periódica.
PERÍODOS
A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES
ELETRÔNICAS
Todo período tem início com a configuração
ns1
Grupos 1 e 2:Apresentam configuraçãons1 ou ns2 na camada devalência – BLOCO “s”
Grupos 13 a 18:
Apresentam configuraçãons2np1 a ns2np6 na camadade valência– BLOCO “p”
A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES
ELETRÔNICAS
Todo período tem início com a configuração
ns1
Grupos 3 a 12 (transição externa):
Apresentam configuraçãond1 a nd10 no subnível maisenergético – BLOCO “d”
Elementos de transição interna
Lantanídeos e Actinídeos -elétrons de maior energiaem subníveis “f”– BLOCO “f”
A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Diagrama de bloco da tabela periódica. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 6.
1) Usando apenas a tabela periódica, dê as
configurações eletrônicas nos estados
fundamentais de:
a) C (Z=6)
b) P (Z=15)
c) Br (Z=35)
d) As (Z=33)
e) Pb (Z=82)
Exercícios:
2) Usando apenas a tabela periódica, dê o
símbolo do átomo, no estado fundamental, que
tem a seguinte configuração na camada de
valência:
a) 3s2
b) 2s22p1
c) 4s24p3
d) 5s25p4
e) 6s26p6
Exercícios:
3) Utilize a tabela periódica para determinar a
configuração eletrônica do tungstênio (W), que
é usado nos filamentos da maioria das
lâmpadas incandescentes.
Exercícios:
4) Que elemento é:
a) Um halogênio do quinto período?
b) Um gás nobre do terceiro período?
c) Um metal alcalino com mais uma camada
ocupada do que o potássio?
d) Um elemento de transição com uma
configuração 3d3?
Exercícios:
A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES
ATÔMICAS
Algumas propriedades atômicas
Apresentam variações periódicas em função do Z
RAIO ATÔMICO
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
AFINIDADE ELETRÔNICA
ELETRONEGA-TIVIDADE
1. RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO
• Tem relação direta com o tamanho dos átomos, sendo definido
como a metade da distância entre os núcleos de átomos
vizinhos.
• Metal: o raio é a metade da
distância entre os centros de
átomos vizinhos em um sólido.
Ex.: No cobre sólido a distância
entre os núcleos vizinhos é de
256pm e o raio atômico será
128pm. (1pm=10-12m).
Raio atômico = r. Fonte:
Princípios de Química, Cap. 1.
RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO
• Não metal ou metaloide: o raio é a metade da
distância entre os núcleos de átomos unidos por
ligação química (raio covalente).
Ex.: No Cl2 a distância entre os núcleos de uma
molécula é de 198pm, logo o raio covalente do Cl
será 99pm.
• Gás nobre: o raio é a metade da distância entre os
centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás
solidificado (raio de van der Waals).
Os raios atômicos (em picômetros - 10-12m) dos elementos do grupo principal. Os raios
decrescem da esquerda para direita em um período e crescem de cima para baixo em
um grupo. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.
Variação dos raios atômicos na tabela periódica
Variação dos raios atômicos nos períodos. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1, pág.
40.
Variação dos raios atômicos na tabela periódica
Variação dos raios atômicos na tabela periódica
Variação dos raios atômicos na tabela periódica (em Ångström – 10-10m . Fonte:
Química: a Ciência Central, Cap. 7.
Como explicar a variação do Raio Atômico nos grupos e nos períodos?
GRUPOS
PERÍODOS
É explicado pela ocupação dascamadas por elétrons, com oaumento do número quânticoprincipal .
É explicado pelo efeito doaumento da carga nuclear.Quanto maior a carga nuclear(maior Z), menor o raio.
• O tamanho do íon é a distância entre
os íons em um composto iônico;
• Os cátions deixam vago o orbital
mais volumoso e são menores do
que os átomos que lhes dão
origem;
• Os ânions adicionam elétrons ao
orbital mais volumoso e são maiores
do que os átomos que lhe dão
origem.
RAIO DE UM ÍON
Raio iônico de um elemento é
a sua parte da distância entre
íons vizinhos em um sólido
iônico. Fonte: Princípios de
Química, Cap. 1, pág. 40.
Comparação dos raios, em Å, de átomos neutros e íons.
Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 224.
Comparação entre raios atômicos e iônicos
5) Dos pares de elementos abaixo, prediga qual
deverá apresentar maior tamanho:
a) Rb (Z= 37) e Fr (Z= 87)
b) K (Z= 19) e Ca (Z= 20)
c) C (Z= 6) e N (Z= 7)
Exercícios:
6) Arranje cada um dos seguintes pares de íons
na ordem crescente do raio iônico:
a) Mg2+ e Ca2+
b) O2- e F-
Exercícios:
7) Arranje cada um dos seguintes pares de íons
na ordem crescente do raio iônico:
a) Mg2+ e Ca2+
b) O2- e F-
Exercícios:
7) Arranje cada um dos seguintes pares de íons
na ordem crescente do raio iônico:
a) Mg2+ e Ca2+
b) O2- e F-
Exercícios:
Fonte: Princípios de
Química, Cap. 1, págs. 41
e 42.
2. ENERGIA DE IONIZAÇÃO
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) Na+(g) + e-. (Cátion monovalente)
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso:
Na+(g) Na2+
(g) + e-. (Cátion bivalente)
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para
se remover o elétron;
• É expressa em elétron-volts (eV) para um átomo isolado ou em
quilojoules por mol de átomos (kJ.mol-1).
Para cada novo elétron removido de um átomo (2º, 3º,
... elétron) mais energia é requerida.
Primeira EI do Mg: 738
kJ.mol-1Segunda EI do Mg: 1451
kJ.mol-1
2. ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Variações nas Energias de Ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando
um elétron mais interno é removido.
Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 227.
Como explicar a variação da EI nos grupos e nos períodos?
GRUPOS
PERÍODOS
A EI diminui à medida que
descemos em um grupo, pois o
elétron do nível mais externo émenos atraído pelo núcleo.
* Exceções: a remoção do primeiro elétron p e a
remoção do quarto elétron p.
Geralmente a EI aumenta ao longo
do período, pois com o aumento da
carga nuclear fica mais difícil
remover um elétron.*
Variação das EIs na tabela periódica
Primeiras EIs dos elementos do grupo principal em kJ/mol. Fonte: Princípios de
Química, Cap. 1.
1º elétron p. 4º elétron p.
Variação das primeiras EIs dos elementos nos períodos. Fonte: Princípios de Química,
Cap. 1.
Variação das EIs na tabela periódica
Variação das EIs na tabela periódica
As primeiras EI para os elementos representativos nos primeiros 6 períodos.
Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 228.
Por que o boro (Z=5) apresenta menor E.I. que o berílio (Z=4) mesmo apresentando maior carga nuclear?
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Irregularidades nos períodos:
BoroÉletron a ser removido: 2p
Menos atraído pelo núcleo
BerílioÉletron a ser removido: 2s
Mais atraído pelo núcleo
Maior E.I.
Menor E.I.
Por que o oxigênio (Z=8) apresenta menor E.I. que o nitrogênio (Z=7) mesmo apresentando maior carga nuclear?
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Irregularidades nos períodos:
NitrogênioÉletron removido de orbital 2p com
1 elétron
Menor repulsão
eletrônica
OxigênioÉletron removido
de obital 2p com 2 elétrons
Maior a repulsão
eletrônica
Menor E.I.
Maior E.I.
Observação:
Gases Nobres
Apresentam elevadas energias de ionização, pois a remoção de um elétron quebra o octeto da camada de valência. Isso explica a pouca tendência de sofrerem
reações.
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
8) Para cada dos seguintes pares de átomos, indique qual
tem a primeira energia de ionização mais alta e
explique por que:
a) S (Z= 16) e P (Z= 15)
b) Al (Z= 13) e Mg (Z= 12)
c) Sr (Z= 38) e Rb (Z=37)
d) K (Z= 19) e Rb (Z= 37)
Exercícios:
3. AFINIDADE ELETRÔNICA
“Quantidade de energia, ΔH, envolvida no processo em que um átomo no estado isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um
elétron, formando um íon negativo.”
Átomo ganha um elétron
Energia é liberada
Valor de ΔH é negativo
Quanto mais negativo for ΔH, maior a tendência do átomo em receber um elétron.
Afinidade eletrônica negativa
Ânion formado é
estável
Ocorre liberação de
energia
Afinidade eletrônica positiva
Ânion formado é
instável
Necessário o fornecimento
de energia
- Os valores de afinidade eletrônica são difíceis de medir;- Não são conhecidos valores exatos para todos oselementos;- Alguns valores são calculados teoricamente.
3. AFINIDADE ELETRÔNICA
3. AFINIDADE ELETRÔNICA
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
F(g) + e- F
-(g) + 328 KJ
Como explicar a variação da AE nos grupos e nos períodos?
GRUPOS
PERÍODOS
A AE tende a diminuir à medida que
descemos em um grupo, pois a
atração do núcleo em relação aoselétrons diminui.
* Exceções: a adição do primeiro elétron p e a
adição do quarto elétron p.
Geralmente a AE aumenta ao
longo do período, pois com o
aumento da carga nuclear fica mais
fácil atrair um elétron.*
Variação da AE em kJ/mol, dos elementos do grupo principal. Fonte: Princípios de
Química, Cap. 1.
3. AFINIDADE ELETRÔNICA
1º elétron p. 4º elétron p.
Cuidado com a notação do sinal!
O Atkins utiliza sinal positivo para representar uma maior AE,
Já o Russel utiliza sinal negativo para representar a maior AE!
Elementos com maior afinidade eletrônica pois necessitam ganhar um elétron para completar o octeto.
Afinidade eletrônica dos halogênios. Fonte: Química Geral, Russel, Vol. 1, Cap. 7.
Berílio e Magnésio
Apresentam valores positivos para a afinidade eletrônica
Elétrons devem ser adicionados no subnível “p” parcialmente blindado pelos elétrons do subnível “s” da
mesma camada.
Li (Z=3): 1s2 2s1
Be (Z=4): 1s2 2s2 2p0
Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p0
Maior afinidade
Menor afinidade
Menor afinidade
3. AFINIDADE ELETRÔNICA
Nitrogênio e Fósforo
Apresentam valores não tão negativos para a afinidade eletrônica
Elétrons adicionados ocuparão o subnível “p” semipreechido ocasionando uma repulsão inter-
eletrônica.
C (Z=6): 1s2 2s2 2p2
N (Z=7): 1s2 2s2 2p3
P (Z=15): [Ne] 3s2 3p3
Maior A.E.
Menor A.E.
Menor A.E.
3. AFINIDADE ELETRÔNICA
9) Explique porque a AE do Carbono é maior do que
a do Nitrogênio.
Exercícios:
a) Um átomo de C pode
acomodar um elétron adicional
em um orbital p vazio. b) Quando
um elétron se adiciona a um
átomo de N, ele deve se
emparelhar com um elétron em
um orbital p, o que é difícil devido
a repulsão entre as cargas
negativas. Assim o N tem menor
AE que o C.
Fonte: Princípios de Química,
Cap. 1.
10) Para cada dos seguintes pares de átomos,
estabeleça qual elemento deveria ter a maior
afinidade eletrônica e explique por que:
a) Br (Z= 35) e I (Z= 53)
b) Li (Z= 3) e F (Z= 9)
c) F (Z= 9) e Ne (Z=10)
Exercícios:
Bibliografia:
1. RUSSEL, J. B. Química Geral, vol.2, 2ed. São Paulo:
Pearson Makron Books, 1994.
2. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química:
questionando a vida moderna e o meio ambiente, 5ed.
Porto Alegre: Bookman, 2012.
3. Brow, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química a
Ciência Central, 9ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.