Unidade Tabela Periódica

Transcrição

1 10.º ano - Física e Química A História da Tabela Periódica De onde veio a Tabela Periódica? A tentativa de organizar os elementos químicos já vem desde o pai da Química, Lavoisier. No entanto, durante muitos anos as teorias tinham muitas limitações. VIDEO O russo Dmitri Mendeleev é considerado o pai da Tabela Periódica. Organizou os elementos químicos com base na periocidade das suas propriedades. Fez previsões que mais tarde se confirmaram. Unidade Tabela Periódica Professor: Benjamim Medeiros Site: Posteriormente, o cientista Henry Moseley organizou os elementos químicos na Tabela Periódica por ordem crescente de número atómico. Meta 3.1: Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual. Como está organizada a Tabela Periódica? Atualmente são conhecidos 118 elementos químicos, mas apenas cerca de 20 destes elementos estão na base dos materiais e substâncias comuns. A Tabela Periódica consiste na disposição sistemática dos elementos químicos de acordo com as suas propriedades. Como estão distribuídos os elementos na Tabela Periódica? Na Tabela Periódica os elementos estão por ordem crescente do n.º atómico (da esquerda para a direita). Dos elementos conhecidos, 90 são naturais. Os restantes são sintetizados em laboratório e, portanto, não existem na Natureza.

2 A Tabela Periódica tem os elementos químicos organizados em: - Grupos: as colunas na vertical. - Períodos: as linhas na horizontal. Grupo GRUPOS Na Tabela Periódica existem 18 grupos. Os elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de eletrões de valência, com exceção do hélio. Período Dentro de cada grupo, as propriedades físicas e químicas dos elementos são semelhantes. Alguns grupos, ou famílias, são conhecidos por designações específicas: PERÍODOS Na Tabela Periódica existem 7 períodos. Os elementos do mesmo período têm o mesmo número de níveis de energia (no estado fundamental) ocupados. Os elementos das duas filas destacadas em baixo, os lantanídeos e os actinídeos, pertencem ao 6.º e 7.º períodos, respetivamente.

3 Além de grupos e períodos, que mais distinguimos na Tabela Periódica? Na Tabela Periódica também podemos distinguir: - Elementos Representativos e de Transição. - Blocos. Os elementos representativos são os dos grupos 1, 2 e 13 a 18. Os elementos de transição são os dos grupos 3 a 12. Os elementos podem ainda ser agrupados em blocos de acordo com o tipo de orbital que se encontra em preenchimento: - bloco s - bloco p - bloco d - bloco f Tabela Periódica e Config. Eletrónica De que forma a Tabela Periódica se associada à conf. eletrónica? Relativamente aos períodos, o nível de energia mais elevado da configuração eletrónica do elemento indica o seu período. Os elementos de um mesmo bloco possuem a última orbital, preenchida ou em preenchimento, do mesmo tipo (s, p, d ou f ). Tabela Periódica e Config. Eletrónica E como se relacionam os grupos com a configuração eletrónica? Conforme aprenderam no 9.º ano, os grupos da tabela periódica estão associados ao n.º de eletrões de valência, mas vai um pouco além disso. Os elementos de um mesmo grupo possuem o mesmo número de eletrões de valência. - Bloco s: grupo = e de valência. - Bloco p: grupo = e de valência Bloco d: grupo = e de valência + e na última orbital d Exceção: o Hélio (2 e de valência, grupo 18)

4 Tabela Periódica e Config. Eletrónica Tabela Periódica e Config. Eletrónica E como sabemos, pela distribuição eletrónica, o grupo de um elemento do bloco d? Nota: os elementos do mesmo grupo, por terem o mesmo n.º de eletrões de valência, partilham propriedades físicas e químicas. Exemplo: o elemento enxofre ( 16 S): Nos elementos representativos, o grupo relaciona-se com o número de eletrões de valência da seguinte forma: Configuração eletrónica de valência 3s 2 3p 4 : 6 e de valência Grupo 16 Nível de energia mais elevado n = 3 3. Período Última orbital de valência tipo p(3p 4 ) Bloco p Meta 3.2: Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica. Que propriedades dos elementos variam periodicamente? Duas das propriedades periódicas dos elementos são o raio atómico e a energia de ionização. O que é o raio atómico? Como é impossível medir diretamente o tamanho de um átomo, até porque a nuvem eletrónica não apresenta limites definidos, podemos definir um átomo em termos do raio atómico. Raio Atómico: metade da distância média entre dois núcleos atómicos idênticos, dá uma ideia sobre o tamanho do átomo. A unidade mais usada é o picómetro (pm). De salientar que o valor do raio atómico corresponde a um valor médio, devido às vibrações moleculares, e porque a dimensão da própria nuvem eletrónica não é fixa. E o que é a energia de ionização? Energia de ionização: é a energia mínima para remover um eletrão de um átomo no estado fundamental (meio gasoso). A unidade mais usada é o kj.mol -1. Nota: a 1.ª energia de ionização é a energia necessária para remover ao átomo um dos seus eletrões de maior energia. Energia de ionização é igual à energia de remoção da orbital de maior energia. Meta 3.3: Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos.

5 Como varia o raio atómico ao longo da Tabela Periódica? Na Tabela Periódica, o raio atómico aumenta ao longo do grupo e diminui ao longo do período. Variação do raio atómico com o número atómico (Z) ao longo de vários períodos prof. Benjamim Medeiros ( ) raio atómico diminui E como varia a energia de ionização ao longo da Tabela Periódica? A energia de ionização, na Tabela Periódica, diminui ao longo do grupo e, em geral, aumenta ao longo do período. raio atómico aumenta Variação da energia de ionização com o número atómico (Z) ao longo dos períodos

6 Como se explicam estas variações do raio atómico e energia de ionização? Ao longo do grupo aumenta o número de níveis de energia ocupados e de valência + afastados do núcleo menor atração ao núcleo menor energia de ionização maior raio atómico E ao longo de um período da Tabela Periódica? Ao longo do período todos têm o mesmo número de níveis de energia ocupados maior número de protões no núcleo (+ carga nuclear) maior atração ao núcleo maior energia de ionização menor raio atómico VIDEO 1 VIDEO 2 Nota: as exceções na energia de ionização devem-se às repulsões entre eletrões no preenchimento sequencial das orbitais p (regra de Hund): - por apenas haver um eletrão desemparelhado na orbital p. - por haver apenas um par emparelhado na orbital p. Meta 3.5: Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica. Meta 3.6: Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica. Meta 3.7: Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica.

7 Raio Iónico O que acontece ao tamanho do átomo se este perder/ganhar eletrões? A Tabela Periódica é dos elementos químicos, não contém iões. Se um átomo ganha eletrões Anião (ião negativo) Mais repulsão entre eletrões Raio aumenta Se um átomo perde eletrões Catião (ião positivo) Maior atração núcleo/eletrões Raio diminui Raio Iónico Iões com o mesmo n.º de eletrões, mas cargas diferentes, têm o mesmo raio? Em iões isoeletrónicos (mesmo n.º de eletrões) quanto maior a carga nuclear (n.º de protões) maior a atração ao núcleo menor o raio iónico Metais e Não-Metais Que elementos químicos tendem a perder ou a ganhar eletrões? Metais e Não-Metais Que características têm algumas famílias de metais? Metais Alcalinos: os elementos do grupo 1, exceto o hidrogénio. Todos terminam o seu preenchimento em ns 1 (1 eletrão de valência). Assim, tendem a perder este eletrão e formar iões monopositivos. VIDEO 1 VIDEO 2 Nota: a reatividade dos metais alcalinos aumenta ao longo do grupo, porque a energia de ionização diminui (a reação ocorre + facilmente). Metais: têm poucos e de valência, tendem a formar iões positivos. Não-Metais: têm vários e de valência, tendem a formar iões negativos. Semi-Metais: características intermédias entre metais e não-metais. Metais Alcalino-Terrosos: elementos do grupo 2, terminam o seu preenchimento em ns 2 (2 eletrões de valência). Tendem a formar iões bipositivos (2+).

8 Metais e Não-Metais E em relação à família dos não-metais? Halogéneos: elementos do grupo 17, a conf. eletrónica termina em ns 2 np 5 (7 e de valência). Tendem a formar iões mononegativos (-1). Metais e Não-Metais A carga adquirida pelos iões pode ser relacionável com a configuração eletrónica dos gases nobres. Por exemplo: Nota: a reatividade dos halogéneos diminui ao longo do grupo, porque o raio atómico aumenta (menor capacidade de ganhar eletrões). Li: 1s 2 2s 1 Perde 1 eletrão Li + :1s 2 Igual ao He Gases Nobres: elementos do grupo 18, a conf. eletrónica termina em ns 2 np 6 (8 e de valência), exceto o He (1s 2 ). São muito pouco reativos (quimicamente inertes), pois têm a camada de valência completa. F: 1s 2 2s 2 2p 5 Ganha 1 eletrão F :1s 2 2s 2 2p 6 Igual ao Ne VIDEO Meta 3.8: Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não-metais. Meta 3.9: Justificar a baixa reatividade dos gases nobres. Propriedades dos elementos e das substâncias elementares E o que podemos afirmar em relação às substâncias elementares? Propriedades de um elemento (átomos): número atómico, raio atómico, energia de ionização, etc. Propriedades dos elementos e das substâncias elementares Exemplo: propriedades do elemento zinco (Zn) e da substância elementar zinco metálico (Zn(s)). Propriedades de substâncias elementares (materiais): ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade (massa volúmica), etc. As propriedades de elementos e propriedades de substâncias elementares são distintas, mas relacionáveis. As propriedades das substâncias são também encaradas como critérios de pureza. Tabela Periódica (extensa) Meta 3.4: Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substância(s) elementar(es) correspondentes.