CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS. DISCIPLINA: Química Geral. ASSUNTO: Tabela Periódica

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1 CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS DISCIPLINA: Química Geral ASSUNTO: Tabela Periódica Prof a. Dr a. Luciana M. Saran

2 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.

3 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.

4 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.

5 Tabela periódica organizada em famílias ou grupos: ilustração dos sistemas de numeração.

6 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

7 Ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não metais (ametais), semimetais (metalóides), gases nobres e hidrogênio.

8 Forma Longa da Tabela Periódica: não usual

9 Forma Usual da Tabela Periódica

10 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 sintéticos, denominados transurânicos (Z > 92). Os elementos de números atômicos 113, 115, 117 e 118, ainda não foram nomeados permanentemente.

11 113Uut: ununtrium 115Uup: ununpentium 117Uus: ununseptium 118Uuo: ununoctium

12 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.

13 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.

14 NÃO-METAIS: Enxofre P branco - Variam muito na aparência; 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.

15 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.

16 Propriedades Características dos Metais e dos Não-metais Metais Têm brilho Os sólidos são maleáveis e dúcteis Bons condutores de calor e eletricidade Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos Tendem a formar cátions em soluções aquosas Não-metais Não têm brilho Os sólidos são geralmente quebradiços; alguns são duros e outros macios Pobres condutores de calor e eletricidade Muito óxidos não metálicos são substâncias moleculares que formam soluções ácidas Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas

17 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.

18 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.

19 Número Máximo de Elétrons Acomodados pelos Subníveis s, p, d, f SUBNÍVEL N o MÁXIMO DE ELÉTRONS s 2 p 6 d 10 f 14

20 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 -.

21 Orbitais p: cada subnível p apresenta três orbitais (p x, p y e p z ), 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.

22 Orbitais d: cada subnível d apresenta cinco orbitais (d xy, d xz, d yz, d x 2 -y 2 e d z 2), que são degenerados. Cada um destes orbitais é capaz de comportar 1 par de e -.

23 DIAGRAMA DAS DIAGONAIS OU DIAGRAMA DE PAULING

24 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA PARA ÁTOMOS DE ALGUNS ELEMENTOS QUÍMICOS ADOTANDO-SE CERNE DE GÁS NOBRE ÁTOMO 1H 1s 1 2He 1s 2 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 3Li 1s 2 2s 1 ou [He] 2s 1 4Be 1s 2 2s 2 [He] 2s 2 5B 1s 2 2s 2 2p 1 [He] 2s 2 2p 1 6C 1s 2 2s 2 2p 2 [He] 2s 2 2p 2 7N 1s 2 2s 2 2p 3 [He] 2s 2 2p 3 8O 1s 2 2s 2 2p 4 [He] 2s 2 2p 4 9F 1s 2 2s 2 2p 5 [He] 2s 2 2p 5 10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 [He] 2s 2 2p 6 11Na [Ne] 3s 1 12Mg [Ne] 3s 2 13Al [Ne] 3s 2 3p 1 14Si [Ne] 3s 2 3p 2 15P [Ne] 3s 2 3p 3 16S [Ne] 3s 2 3p 4 17Cl [Ne] 3s 2 3p 5 18Ar [Ne] 3s 2 3p 6

25 O número do período em que um elemento se encontra corresponde ao número da camada de valência. Exemplos: 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 17Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 18Ar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Os três elementos acima estão posicionados no 3º período da Tabela Periódica.

26 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 (1s 2 2s 1 ) e Be (1s 2 2s 2 ), no 2 o período preenchem o subnível 2s. Elementos nos Grupos 13 (ou 3A) a 18 (ou 8A): preenchem subníveis p. Exemplos: B (1s 2 2s 2 2p 1 ) e Ne (1s 2 2s 2 2p 6 ).

27 2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica Elementos de Transição: subníveis d. preenchem os 4 o período: do Sc (Z=21) ao Zn (Z=30), há preenchimento do subnível 3d. 5 o período: do Y (Z=39) ao Cd (Z=48), há preenchimento do subnível 4d. 6 o período: há preenchimento do subnível 5d.

28 2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica Elementos de Transição Interna: preenchem os subníveis f. Lantanídeos (Z = 57 a 71): estão no 6 º período e preenchem o subnível 4f. Actinídeos (Z = 89 a 103): estão no 7 º período e preenchem o subnível 5f.

29 Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica

30 Cada um dos blocos a seguir refere-se aos elétrons de valência e aos respectivos orbitais atômicos nos quais estes elétrons estão localizados.

31 Configuração eletrônica e localização dos elementos Conforme discutido, 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.

32 Configuração eletrônica e localização dos elementos Exemplo 1: sem consulta a tabela periódica, indique a posição na mesma (família e período) do elemento de Z = 35. Configuração eletrônica do elemento: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 Período = 4º N o do grupo ou família = = 17 ou 7A

33 Configuração eletrônica e localização dos elementos Exemplo 2: sem consulta a tabela periódica, indique a posição na mesma (família e período) do elemento de Z = 16. Configuração eletrônica do elemento: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Período = 3º N o do grupo ou família = = = 16 ou 6A

34 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).

35 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.

36 Raios Atômicos dos Metais Alcalinos (Grupo 1) Átomos Carga Nuclear Configuração Eletrônica Raio, nm Li 3+ [He]2s 1 0,123 Na 11+ [Ne]3s 1 0,157 K 19+ [Ar]4s 1 0,203 Rb 37+ [Kr]5s 1 0,216 Cs 55+ [Xe]6s 1 0,235

37 Raios Atômicos dos Elementos do Segundo Período Átomo Carga Nuclear Configuração Eletrônica Raio, nm Li 3+ [He]2s 1 0,123 Be 4+ [He]2s 2 0,089 B 5+ [He]2s 2 2p 1 0,080 C 6+ [He]2s 2 2p 2 0,077 N 7+ [He]2s 2 2p 3 0,074 O 8+ [He]2s 2 2p 4 0,074 F 9+ [He]2s 2 2p 5 0,072

38 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) Mg 2+ (g) Mg 2+ (g) + e - EI(2) = KJ/mol Mg 3+ (g) + e - EI(3) = KJ/mol

39 3.2. Energia de Ionização (EI) Tendência Geral: As energias da 1 a ionização crescem, ao longo de um período (da esquerda para a direita) e diminuem (de cima para baixo) ao longo das colunas ou grupos.

40 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) + e - X - (g) F(g) + e - F - (g) E = kj mol -1 Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo para receber elétron.

41 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.

42 Bibliografia Consultada BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2007.