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1 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA dos ELEMENTOS INTRODUÇÃO O conhecimento químico é necessário para uma melhor compreensão sobre as propriedades físicas, químicas e mecânicas dos materiais utilizados, por exemplo, na fabricação de componentes eletrônicos e na construção civil, tais como, metais, madeiras, materiais cerâmicos, vidros, polímeros, borrachas, tintas e betumes, concretos e argamassas. Desta forma, faz-se necessário o entendimento de como os átomos encontram-se unidos nestes materiais. DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS Sabe-se, por fatos experimentais que os elétrons se distribuem em níveis em torno do núcleo (os quais também podem ser chamados de camadas). Estes são números infinitos mas, só existem átomos na natureza que precisam de, no máximo, sete níveis para acomodar seus elétrons. Em cada nível há um número máximo de elétrons que podem ser acomodados. Nível Camada K L M N O P Q Número máximo de elétrons Muitos químicos e físicos estudaram profundamente a estrutura do átomo, no início do século XX, e chegaram à conclusão que os elétrons de um átomo se distribuem em níveis, e estes, se subdividem em subníveis. Já os subníveis são compostos por orbitais. Orbital descreve uma região específica de maior densidade eletrônica, ou seja, é a região mais provável de se encontrar o elétron (ATENÇÃO orbital é diferente de órbita!). São quatro os subníveis que os elétrons ocupam: s, p d, f. Em cada um destes também existe um número máximo de elétrons, veja: s = 2, p = 6, d = 10 e f = 14. Os cientistas perceberam que os elétrons de um átomo sempre ocupam posições de energia crescente (da posição de menor energia para as de maior energia), onde, as posições de menor energia são aquelas mais próximas do núcleo. Linus Pauling, que era químico, esquematizou um diagrama para facilitar o entendimento da forma como os elétrons se distribuem, vejamos o esquema a abaixo: Diagrama de Linus Pauling 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 6s 6p 7s ENERGIA Pode-se entender o diagrama acima, da seguinte forma: o subnível 1s tem energia < que o subnível 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d... Março de

2 Vejamos alguns exemplos de distribuições eletrônicas: 11Na = 11p e 11e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (camada de valência = 3s 1 = 1e) 11Na + = 11p e 10e: 1s 2 2s 2 2p 6 (camada de valência = 2s 2, 2p 6 = 8e) 20Ca = 20p e 20e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 (camada de valência = 4s 2 = 2e) 20Ca 2+ = 20p e 18e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (camada de valência = 3s 2, 3p 6 = 8e) 9F = 9 p e 9e: 1s 2 2s 2 2p 5 (camada de valência = 2s 2, 2p 5 = 7e) 9F - = 9p e 10e: 1s 2 2s 2 2p 6 (camada de valência = 2s 2, 2p 6 = 8e) 17Cl = 17p e 17e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (camada de valência = 3s 2, 3p 5 = 7e) 17Cl - = 17p e 18e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (camada de valência = 3s 2, 3p 6 = 8e) Você reparou, que nos exemplos acima, nós apresentamos o número de elétrons da camada de valência? Camada de valência corresponde a última camada de um átomo, ou seja, aquela com maior energia, portanto, os elétrons aí contidos são os responsáveis por todas as reações químicas que ocorrem na natureza. O número de elétrons da camada de valência vai nos fornecer informações valiosas sobre os átomos. É a partir destes que entenderemos porque um vidro tem a propriedades que tem, por que um metal conduz eletricidade e a madeira não, por que o silício é um semicondutor e assim por diante. O número de elétrons da camada de valência vai nos orientar a entender a formação da Tabela Periódica. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS Desde o século XVIII, busca-se classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades. Várias tentativas foram feitas; dentre elas destacamos a de Lavoisier, que agrupou os elementos em metais e não metais. Algumas classificações consideravam as massas atômicas dos elementos em ordem crescente; outras, as semelhanças em suas propriedades. Dessa forma, as Tríades de Dobereiner apresentavam os elementos em grupo de três; o Parafuso Telúrico de Chancourtois distribuía os elementos de forma espiralada e, de acordo com propriedades similares, notava-os numa mesma vertical. Já nas oitavas de Newlands, a distribuição dos elementos fazia-se na horizontal e as semelhanças das propriedades ocorriam em intervalos de oito elementos. A Tabela Periódica dos Elementos Químicos (Figura 1) é a disposição sistemática dos elementos em função de suas propriedades. Foi criada pelo químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev e publicada em 1869 em seu livro Princípios da Química. A tabela periódica relaciona os elementos em linhas (períodos) e colunas (grupos). A tabela moderna é ordenada segundo o número atômico, propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Henry G. J. Moseley sobre a carga nuclear dos átomos, com a qual concorda numericamente, se a unidade de carga tiver sido dada em termos da carga elementar (positiva) do próton. O trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a Química se encontrava na época, por desconhecimento: os elementos eram ordenados pela massa atômica e não pelo número atômico. Em 1913, medindo as as freqüências de linhas espectrais específicas de raios X de um número de 40 elementos contra a carga do núcleo. Com seu trabalho, pode identificar algumas inversões na ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos trabalhos experimentais a ratificar o modelo atômico de Bohr. Março de

3 Legenda: Metais alcalinos 2 Metais alcalinos-terrosos 2 Lantanídeos 1, 2 Actinídeo, 2 Metais de transição 2 Outros metais Metalóides Não-Metais Halogênios 3 Gases nobres 3 1 Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais-terrosos raros"; 2 Metais alcalinos, alcalinos-terrosos, de transição, actinídios e lantanídios são conhecidos como "Metais"; 3 Halogêneos e gases nobres também são não-metais. Estado do elemento nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): aqueles com o número atômico em vermelho são gases nas CNTP; aqueles com o número atômico em azul são líquidos nas CNTP; aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas CNTP. Ocorrência natural Sem borda indica existência de isótopo mais antigo que a Terra (elemento primordial). Borda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de outros. Borda sólida indica que o elemento é produzido artificialmente (elemento sintético). A cor mais clara indica elemento ainda não descoberto. Figura 1. Tabela Periódica dos Elementos de acordo com a resolução da IUPAC que, em 1986, sugeriu uma mudança na forma de identificação dos grupos, identificando-os de 1 a 18. A classificação dos elementos é efetuada de acordo com algumas propriedades e divide os elementos químicos em metais, ametais, metalóides e gases nobres: Os metais são bons condutores de eletricidade,calor e são sólidos nas condições ambientes com exceção do mercúrio; Os ametais são maus condutores de calor e de eletricidade, com exceção do carbono na forma de grafita, que é um bom condutor elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes; Os metalóides têm propriedades intermediárias entre a dos metais e ametais e vários deles são semicondutores elétricos, como o silício por exemplo, e usados na fabricação de circuitos integrados e chips de computadores; Os gases nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados, até pouco tempo, inertes. Março de

4 São apresentadas na Tabela 1 as principais características dos metais e ametais. Tabela 1. Principais características dos metais e ametais quanto as suas propriedades físicas e químicas. Metais Ametais PROPRIEDADES FÍSICAS Bons condutores de eletricidade Maus condutores de eletricidade Maleáveis Dúcteis Brilhantes Sólido Elevado ponto de fusão Bons condutores de calor PROPRIEDADES QUÍMICAS Reagem com ácidos Formam óxidos básicos (reagem com ácidos) Formam cátions (perdem elétrons) Formam haletos iônicos (transferem elétrons) Não-maleáveis Não-dúcteis Não-brilhantes Sólido, líquido ou gás Baixo ponto de fusão Maus condutores de calor Não reagem com ácidos Formam óxidos ácidos (reagem com bases) Formam ânions (ganham elétrons) Formam haletos covalentes (compartilham elétrons) A classificação pode, ainda, ser feita em função da distribuição eletrônica dos elementos químicos e, desta forma, tem-se os elementos representativos e os de transição: Representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em s ou p. Exemplos: 12Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 14Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 33As: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 Uma atenção especial deve ser dada aos gases nobres que, embora apresentem distribuição eletrônica finalizada em s ou p, têm o último nível completo (8 elétrons), com exceção do He (2 elétrons). Exemplo: 18Ar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Transição: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em d. Alguns elementos de transição não seguem rigorosamente as regras de distribuição eletrônica: aqueles que terminam em d 4 ou d 9 apresentam promoção de um elétron do subnível s anterior para o subnível d, resultando, respectivamente, as configurações s 1 d 5 e s 1 d 10. Exemplos: 21Sc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 24Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 4s 1 3d 5 29Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 4s 1 3d 10 57La: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 1 Março de

5 De acordo com a distribuição eletrônica e com a classificação baseada nas propriedades dos elementos, a tabela periódica atual é construída de tal modo que as colunas apresentam os elementos químicos com a mesma configuração eletrônica nos últimos subníveis e são denominados por grupos. As linhas horizontais apresentam elementos com o mesmo número de níveis e são chamados períodos. A localização dos elementos na tabela pode ser determinada indicando-se o período e o grupo em que os elementos se encontram: Períodos - são em número de sete, e o número do período indica o número de níveis que o elemento possui. Exemplos: 3Li: 1s 2 2s 1 - está no 2º período porque possui dois níveis de energia 19K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 - está no 4º período porque possui quatro níveis de energia 27Co: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 - está no 4º período Grupos para os elementos representativos o número de elétrons do último nível é o número do grupo. Exemplos: 3Li: 1s 2 2s 1 - está no grupo 1 porque possui 1 elétron na camada de valência (última camada) 19K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 grupo 1 Metais alcalinos 20Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 grupo 2 Metais alcalino-terrosos 21Sc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 grupo 3 Grupo do escândio 22Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 grupo 4 Grupo do titânio 23V: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 grupo 5 Grupo do vanádio 24Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 grupo 6 Grupo do crômio 25Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 grupo 7 Grupo do manganês 26Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 grupo 8 Grupo do ferro 27Co: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 grupo 9 Grupo do cobalto 28Ni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 grupo 10 Grupo do níquel 29Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 grupo 11 Grupo do cobre 30Zn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 grupo 12 Grupo do zinco 31Ga: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 grupo 13 Grupo do boro 32Ge: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 grupo 14 Grupo do carbono 33As: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 grupo 15 Grupo do nitrogênio 34Se: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 grupo 16 Calcogênios 35Br: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 grupo 17 Halogênios 36Kr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 grupo 18 Gases nobres Analisando as propriedades físicas e químicas das substâncias simples e de seus elementos, verifica-se que estas podem estar relacionadas com a posição dos elementos na tabela periódica. A variação dessas propriedades em função do número atômico pode ser: Propriedades aperiódicas são aquelas cujo valor aumenta ou diminui em função do número atômico como, por exemplo, número de nêutrons, massa atômica e calor específico; Propriedades periódicas são aquelas que para intervalos regulares de números atômicos apresentam valores próximos, tais como, raio atômico, eletronegatividade e energia de ionização. Para uma melhor compreensão destas grandezas têm-se as seguintes definições: Março de

6 o Raio atômico é a distância entre o centro do átomo e a sua camada de valência, que é o nível de energia com elétrons mais externo deste átomo isto é, a distância média entre o núcleo e o último nível eletrônico. Como o átomo não é rígido torna-se impossível calcular o seu raio atômico exato e, por esta razão, determina-se então o seu raio atômico médio. Devido a dificuldade em obter-se o raio de átomos isolados determina-se, através de difração de raios X, a distância entre os núcleos de dois átomos ligados do mesmo elemento, no estado sólido. O raio atômico será a média da distância calculada e, com estes valores, é possível projetar um gráfico para facilitar a visualização sobre a tendência destes valore quando comparados aos números atômicos. O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. Observe que ao descermos em um grupo, os átomos aumentam, enquanto que ao longo dos períodos os átomos tornam-se menores. Isto ocorre porque à medida que o número quântico principal aumenta (descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta e, conseqüentemente, o raio atômico aumenta. Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta e, conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. o Raio iônico O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico e, também, depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. Março de

7 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. Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica. Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons e quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores : O 2- >F - >Na + >Mg 2+ >Al 3+ Março de

8 o Eletronegatividade é a tendência do átomo em atrair elétrons. A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionado com o seu raio atômico, pois quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sôbre o elétron que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica. Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons. Arbitrou para o fluor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinadas a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). A eletronegatividade não possui unidade porque são valores relativos. o Eletroafinidade é a energia envolvida quando o átomo de um elemento químico no estado gasoso recebe um elétron. A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização: Cl (g) + e Cl - (g) A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: Ar (g) + e Ar - (g) Março de

9 o Energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo de um elemento químico no estado gasoso, denominada primeira energia de ionização: Na (g) Na + (g) + e A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na + (g) Na 2+ (g) + e Março de

10 Em um grupo a energia de ionização cresce de baixo para cima, a medida em que as camadas eletrônicas diminuem, sendo o elétron mais fortemente atraído pelo núcleo. No período, cresce da esquerda para a direita, acompanhando o crescimento do número atômico (Z), o que faz a camada de valência ficar mais próxima do núcleo. Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Veja o quadro abaixo: o Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição as temperaturas correspondentes aos pontos de fusão e ebulição das substâncias simples estão relacionadas com a posição dos elementos nos grupos e nos períodos. Março de

11 o Densidade o valor da densidade das substâncias simples está relacionado com a posição dos respectivos elementos nos grupos e períodos. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, BROWN, T.L. et al. Química a Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Pearson-Prentice Hall, KOTZ, J.C.; TREICHEL, P. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 1 ed. São Paulo: Thomson Pioneira, Vol. 1., LEE, J. D.. Química Inorgânica Não Tão Concisa - Tradução da 5ª Ed., Ed. Edgard Blücher, 2003 Março de

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