Tabela Periódica e Periodicidade Química. Prof. Fernando R. Xavier UDESC 2013

Transcrição

1 Tabela eriódica e eriodicidade Química rof. Fernando R. Xavier UDESC 2013

2 Histórico É fato que... Alguns elementos químicos já eram conhecidos desde a antiguidade... Mas... Ex: Au, Ag, Sn, Cu, b e Hg... A primeira descoberta científica de um elemento químico foi em 1669, quando o alquimista Henning Brand isolou uma amostra de fósforo partindose da urina humana. E passados cerca de 200 anos elementos isolados!!!

3 Histórico ergunta: Como organizar os elementos químicos?! Resposta: De tal maneira que as semelhanças e diferenças entre eles tornem-se evidentes. Assim, isso poderia ainda facilitar a descoberta de novos elementos. Os cientistas adoram organizar coisas!!! Os cientistas começaram a determinar as propriedades físicas e químicas de cada elemento conhecido e, com base nisso, tentaram criar grupos específicos de elementos.

4 Histórico No início do séc. XIX John Dalton criou uma lista de elementos com base em suas massas atômicas (mesmo errôneas). Os elementos eram simplesmente colocados em ordem crescente de massa. roblema: Cl, Br e I tinham propriedades semelhantes porém massas muito diferentes! 1829 Johann Döbereiner Estudou elementos com propriedades químicas parecidas (primeiramente Ca, Sr e Ba) e percebe a massa atômica do Sr é a média da massas atômicas do Ca e do Ba.

5 As tríades de Döbereiner Histórico E mais tarde...

6 Histórico 1862 Alexandre Chancourtois Era geólogo e propôs que os elementos químicos conhecidos na época fossem colocados em linhas espirais em volta de um cilindro. O parafuso telúrico de Chancourtois Telúrico Relativo à Terra; Dividido em 16 setores radialmente; Elementos semelhantes em linha vertical; orém... não funcionavam para todos os elementos conhecidos e a idéia não recebeu muita atenção.

7 Histórico 1864 John Newlands o músico Um amante da música e propôs que os elementos químicos fossem colocados em linhas horizontais em grupos de 7 utilizando a periodicidade das notas musicais como base. Lei das Oitavas de Newlands Desprezado pela comunidade científica; Somente 20 anos depois, sua idéia de periodicidade foi reconhecida; Foi um dos precursores das idéias de Mendeleev;

8 Histórico 1869 Dmitri Mendeleev Teve a idéia de separar os elementos em linhas e colunas (famílias) segundo suas propriedades físicoquímicas e, em uma ordem crescente de massa atômica.

9 Histórico O insight... Mendeleev teve que deixar espaços vagos entre alguns elementos para que fossem respeitadas as propriedades dos elementos químicos. A conclusão: As lacunas eram elementos ainda não descobertos pelo homem!!! Mendeleev fez estudos tão profundos que foi capaz de prever as propriedades físico-químicas de alguns elementos químicos desconhecidos. A estes elementos desconhecidos, Mendeleev adicionava o prefixo eka ao nome do elemento ligeiramente acima da lacuna. Ex.: eka-silício

10 Histórico O eka-silício revisão das propriedades físico-químicas: ropriedade Eka-silício (1871) rmânio (1886) Massa atômica 72 73,32 Massa específica 5,5 5,47 Volume atômico 13 cm 3 13,22 cm 3 Cor cinzento cinzento-claro Calor específico 0,073 0,076 Aquecimento ao ar Forma óxido branco Forma óxido branco rimeira versão da Lei eriódica: Algumas propriedades físico-químicas dos elementos vaiam periodicamente em função de suas massas atômicas.

11 Histórico A tabela periódica de Mendeleev 1871 Um certo Lothar Meyer... Trabalhou independentemente na Alemanha e chegou a mesma conclusão que Mendeleev, publicando seus resultados antes mesmo do russo...

12 Histórico Henry Moseley 1913 Através de estudos utilizando raios X, Moseley fez importantes descobertas com relação ao núcleo atômico e assim surgiu a idéia do número atômico (Z) que posteriormente foi associada ao número de prótons em um dado núcleo. Assim... Os experimentos comprovaram que era em função do número de prótons e não da massa atômica, que as propriedades dos átomos variavam. Versão atual da Lei eriódica ou Lei de Moseley Algumas propriedades físico-químicas dos elementos vaiam periodicamente em função de seus números atômicos (Z).

13 As propriedades e a distribuição eletrônica Niels Bohr Estabeleceu a relação entre a periodicidade das propriedades dos elementos e a semelhança de suas configurações eletrônicas. Logo... As posições dos elementos na tabela periódica são fornecidas pelas suas distribuições eletrônicas, principalmente das suas camadas de valência. A forma longa da Tabela eriódica Apesar de 19 dos 118 elementos não seguirem a distribuição eletrônica regular de Linus auling, é esta a metodologia adotada atualmente para a montagem da tabela periódica moderna.

14 As propriedades e a distribuição eletrônica A forma longa da Tabela eriódica Subnível mais energético: s ou p Elemento representativo (amarelo e verde); d Elemento de transição externa (laranja); f Elemento de transição interna (rosa);

15 As propriedades e a distribuição eletrônica Elementos representativos: o número de elétrons de valência corresponde ao algarismo das unidades do grupo a que o elemento pertence. Configuração eletrônica: (ns X bloco s ou ns 2 np X bloco p ) Exemplos: 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3s 1 elétron de valência Orbital s em preenchimento 3º período 34Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 6 elétrons de valência 4s 2 4p 4 4º período Orbital p em preenchimento

16 As propriedades e a distribuição eletrônica Elementos de transição (externa): são os grupos 3 a 12 da tabela. ossuem uma configuração eletrônica do tipo: (ns 2 (n-1)d X bloco d ) Exemplos: 22Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 2 elétrons 4º período 4s 2 3d 2 Orbital d em preenchimento 46d 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 8 8 elétrons 5s 2 4d 8 5º período Orbital d em preenchimento

17 As propriedades e a distribuição eletrônica Elementos de transição (interna): são dentro do grupo 3 da tabela. ossuem uma configuração eletrônica do tipo: (ns 2 (n-2)f X bloco f ) Exemplos: 58Ce 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 2 6º período Orbital f em preenchimento 6s 2 4f 2 2 elétrons 92U 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 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 4 7º período 7s 2 5f 4 Orbital f em preenchimento 4 elétrons

18 As propriedades e a distribuição eletrônica Os gases nobres: ossuem camadas eletrônicas completamente preenchidas - ns 2 np 6 Os gases nobres sob corrente elétrica

19 Até Organização eríodos (1 até 7) Famílias (I até VIIA) representativos (I até VIIIB) transição

20 A forma compacta da Tabela eriódica Julho 2013

21 As propriedades e a distribuição eletrônica O futuro...

22 O grupo Não obedecem a distribuição eletrônica de Linus auling!!! Situação ideal: ns 2 (n-1)d 9 Situação real: ns 1 (n-1)d 10 Orbital interno d ganha estabilidade se completamente preenchido

23 As propriedades periódicas Variam em função do aumento de Z ao longo de cada período. O raio atômico O raio atômico é a distância entre o centro de um átomo e os limites da sua eletrosfera. Determinado via técnica de difratometria de raios X distância entre os núcleos. r Z

24 As propriedades periódicas O aumento do raio atômico: No período: da direita para a esquerda; No grupo: de cima para baixo; Carga nuclear efetiva (Z ef ) Nro. de camadas eletrônicas

25 As propriedades periódicas A carga nuclear efetiva (Z ef ): é a força atrativa que o núcleo exerce sobre os e - da camada de valência. A Z ef não é igual a carga nuclear total devido ao efeito de blindagem das camada eletrônicas interiores. Exemplo: Cálculo da Z ef para o 2 o período. 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne K L Z ef 3-2=1 4-2=2 5-2=3 6-2=4 7-2=5 8-2=6 9-2=7 10-2=8 Como aumento de Z ef, ocorre uma maior atração do núcleo sobre os elétrons do último nível energético e assim o raio atômico diminui.

26 As propriedades periódicas

27 As propriedades periódicas O raio atômico x raio iônico Átomo elétron = cátion (+) Átomo + elétron = ânion (-) 13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Z ef = Z S = 3 8O 1s 2 2s 2 2p 4 Z ef = Z S 8 2 = 6 13Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 Z ef = Z S 13 2 = 11 Raio do Átomo > raio do cátion 8O 1s 2 2s 2 2p 6 Z ef = Z S 8 2 = 6 A entrada de 2 e- não altera a Zef mas a repulsão eletrônica aumenta. Raio do Átomo < raio do ânion

28 As propriedades periódicas O raio atômico x Raio Iônico

29 As propriedades periódicas Íons isoeletrônicos Exemplo de série isoeletrônica: 13 Al 3+, 12 Mg 2+, 11 Na +, 10 Ne, 9 F -, 8 O 2- Todas as espécies químicas apresentam 10 e -. 13Al 3+ Z ef = Z S = 13 2 = 11 12Mg 2+ Z ef = Z S = 12 2 = 10 11Na + Z ef = Z S = 11 2 = 9 10Ne Z ef = Z S = 10 2 = 8 9F - Z ef = Z S = 9 2 = 7 8O 2- Z ef = Z S = 8 2 =

30 As propriedades periódicas Energia (potencial) de ionização É a energia necessária para retirarmos 1 elétron de um átomo (ou íon) isolado no estado gasoso. 13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Al (g) + 1 a energia de ionização (6 ev) Al + (g) + e - Al + (g) + 2 a energia de ionização (18,8 ev) Al 2+ (g) + e - Al 2+ (g) + 3 a energia de ionização (28,4eV) Al 3+ (g) + e - 1 a energia de ionização < 2 a energia de ionização < 3 a energia de ionização Ocorre redução do raio iônico e aumenta a atração nucleo-eletrosfera.

31 As propriedades periódicas Energia (potencial) de ionização Al 3+ (g) + 4 a energia de ionização (120 ev) Al 4+ (g) + e - 3 a energia de ionização <<< 4 a energia de ionização 28,4 ev 120 ev

32 As propriedades periódicas Afinidade eletrônica ou eletrofinidade É a energia liberada quando um átomo neutro e isolado no estado gasoso captura um elétron. X (g) + e - X 1- (g) + energia Exemplos: Cl (g) + e - Cl 1- (g) + energia processo exotérmico Ar (g) + e - + energia Ar 1- (g) processo endotérmico Qual a diferença?!

33 As propriedades periódicas Afinidade eletrônica ou eletrofinidade O aumento da eletrofinidade: No período: da esquerda para a direita; No grupo: de baixo para cima;

34 As propriedades periódicas Eletronegatividade É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, em comparação a outro átomo. Importante: Quem atrai os elétrons é o núcleo atômico; O núcleo vai atrair os elétrons de valência, uma vez que as camadas internas estão completas; Não é definida eletronegatividade para os gases nobres; A escala de Linus auling: É uma escala relativa onde foi atribuído ao flúor (F) o valor 4,0 como sendo o mais eletronegativo de todos os elementos.

35 As propriedades periódicas Eletronegatividade A escala de Alfred e Rochow

36 As propriedades periódicas Eletropositividade ou caráter metálico É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em comparação a outro átomo. Importante: É uma propriedade inversa a eletronegatividade; Quanto maior for o átomo, menor será a atração do núcleo sobre as última camada e assim mais facilmente o elétron ser doado;

37 Classificação dos elementos segundo suas propriedades Metais - Dos 117 elementos conhecidos atualmente 91 são metais; - A principal característica dos destes é a eletropositividade, e daí o termo caráter metálico; - ossuem forte tendência de doar elétrons e formar cátions; Fisicamente os metais são: - Bons condutores de calor; - Maleáveis - Bons condutores de eletricidade; - Dúcteis - Brilho metálico;

38 Classificação dos elementos segundo suas propriedades Ametais ou não metais - São conhecidos atualmente 20 elementos não metalicos; - A principal característica dos destes é a eletronegatividade; - ossuem forte tendência de atrair elétrons e formar ânions; Fisicamente os ametais são: - Isolantes térmicos; - Não possuem brilho; S - Isolantes elétricos; C

39 Classificação dos elementos segundo suas propriedades Semi-metais - São conhecidos atualmente 7 elementos semi-metalicos; - ossuem propriedades intermediárias entre metais e não metais; Exemplos: As - Semicondutores (Si e ) B - Veneno; - Resistência mecânica; Sb - Materiais anti-chama;

40 Classificação dos elementos segundo suas propriedades Gases Nobres - São conhecidos atualmente 7 gases nobres; - ossuem inércia química, com raras exceções; Exemplos: Rn He Ar Ne Kr Xe

41 Classificação dos elementos segundo suas propriedades Hidrogênio - É o menor elemento da tabela e com propriedades atípicas; - Não é classificado em nenhum grupo específico; 75% da massa do universo é Hidrogênio!!!