TABELA PERIÓDICA 1- Introdução No nosso dia-a-dia o ato de classificar as coisas é algo corriqueiro. Em um faqueiro colocamos em um mesmo espaço as facas, em outro os garfos, etc. Agrupar coisas semelhantes facilita a localização, a identificação, enfim, facilita em vários aspectos. Os elementos químicos sempre foram agrupados de modo a termos elementos semelhantes juntos, tendo desta maneira o desenvolvimento de várias tabelas até os nossos dias atuais. 2- Classificação Periódica Atual Os elementos químicos, atualmente, estão dispostos em ordem crescente de seus números atômicos e, aqueles que estão localizados em uma mesma linha vertical possuem propriedades semelhantes. 3- Períodos Na tabela atual os elementos químicos ocupam sete linhas horizontais que são denominados de períodos. Estes períodos são numerados ou ordenados de cima para baixo para melhor identificá-los. Podemos associar o período de um elemento químico com a sua configuração eletrônica. O número de ordem do período de um elemento é igual ao número de níveis eletrônicos que ele elemento possui. Exemplos: O elemento flúor tem 9 elétrons. A sua distribuição eletrônica é: 1s² 2s² 2p 5 ou K = 2 L = 7 Possui deste modo apenas os níveis 1 e 2 ou K e L com elétrons (2 níveis de energia) então este elementos localiza-se no segundo período da classificação periódica. 4- Famílias (Grupos ou Colunas) Constituem as 18 linhas verticais da classificação periódica. Estas linhas são numeradas de 1 a 8 e subdivididas em A e B (a IUPAC recomenda que esta numeração seja de 1 a 18). Os elementos que estão no subgrupo A são denominados de representativos e os do subgrupo B de transição. Representativos: IPC. Os elementos representativos possuem o último elétron em um subnível s ou p. Para os elementos representativos a sua família é identificada pelo total de elétrons na camada de valência (última camada). Exemplos: O cloro tem 17 elétrons. 1s² 2s² 2p 6 3s² 3p 5 ou K = 2 L = 8 M = 7 O último elétron se encontra no subnível p, portanto, ele é representativo. Observamos que ele possui 7 elétrons na última camada, então, se encontra na família 17 ou 7A da classificação periódica. Ex2: Al (Z = 13) 1s² 2s² 2p 6 3s² 3p 1 ou K = 2 L = 8 M = 3 Observamos que ele possui 3 elétrons na última camada( camada de Valência), então, se encontra na família 13 ou 3A da classificação periódica. 1
Elementos de transição: Os elementos de transição ou transição externa possuem o último elétron em um subnível d. Exemplo: Sc (Z = 21) 1s² 2s² 2p 6 3s² 3p 6 4s² 3d 1 O último elétron se encontra no subnível d, portanto, ele é de transição. Elementos de transição interna: Os elementos de transição ou transição externa possuem o último elétron em um subnível f. Exemplo: Nd (Z = 60) Exemplo: 1s² 2s² 2p 6 3s² 3p 6 4s² 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 4 O último elétron se encontra no subnível f, portanto, ele é de transição interna. Nomes Especiais para as Famílias Famílias identificadas por nomes especiais. 1 ou 1A: Família dos metais alcalinos. (ns 1 ) Li, Na, K, Rb, Cs e Fr. 2 ou 2A: Família dos metais alcalinos terrosos. (ns 2 ) Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra. 13 ou 3A: Família do Boro. (ns 2 np 1 ) B, Al, Ga, In, Tl. 14 ou 4A: Família do Carbono. (ns 2 np 2 ) C, Si, Ge, Sn e Pb. 15 ou 5A: Família do Nitrogênio. (ns 2 np 3 ) N, P, As, Sb e Bi. 16 ou 6A: Família dos Calcogênios. (ns 2 np 4 ) O, S, Se, Te e Po. 17 ou 7A: Família dos Halogênios. (ns 2 np 5 ) F, Cl, Br, I e At. 18 ou O ou 18 : Família dos Gases nobres. (ns 2 np 6 ) He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn. 5- Metais, Ametais e Gases Nobres Podemos classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades físicas em metais, semimetais, ametais e gases nobres. A IUPAC recomenda que esta classificação seja, apenas, metais, ametais e gases nobres. Vamos mostrar a classificação tradicional mostrando paralelamente a sugerida pela IUPAC. 2
METAIS Constitui a maior parte dos elementos químicos. Suas principais características são: Sólidos nas condições ambientes, exceto o mercúrio, que é líquido. São bons condutores de eletricidade e calor. São dúcteis e maleáveis. Possuem brilho característico. AMETAIS ou NÃO METAIS Suas características são opostas à dos metais. Podem ser sólidos (C, P, S, Se I e At), líquido (Br) ou gasosos (N, O, F e Cl). São maus condutores de eletricidade e calor. Não possuem brilho característico. Não são dúcteis nem maleáveis. GASES NOBRES São todos gases nas condições ambientes e possuem grande estabilidade química, isto é, pouca capacidade de combinarem com outros elementos. Constituem os gases nobres os elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn. O elemento químico hidrogênio não é classificado em nenhum destes grupos, ele possui características próprias. Nas condições ambientes é um gás, sendo bastante inflamável. Em geral os elementos químicos com números atômicos menores ou iguais a 92 são naturais e, acima deste valor são artificiais. Configuração eletrônica ao longo da tabela 1 18 1A 2 13 14 15 16 17 0 ou 8A 1s 1 2A 3A 4A 5A 6A 7A 1s 2 2s 1 2s 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 2p 1 2p 2 2p 3 2p 4 2p 5 2p 6 3s 1 3s 2 3B 4B 5B 6B 7B 8B 8B 8B 1B 2B 3p 1 3p 2 3p 3 3p 4 3p 5 3p 6 4s 1 4s 2 3d 1 3d 2 3d 3 3d 4 3d 5 3d 6 3d 7 3d 8 3d 9 3d 10 4p 1 4p 2 4p 3 4p 4 4p 5 4p 6 5s 1 5s 2 4d 1 4d 2 4d 3 4d 4 4d 5 4d 6 4d 7 4d 8 4d 9 4d 10 5p 1 5p 2 5p 3 5p 4 5p 5 5p 6 6s 1 6s 2 * 5d 2 5d 3 5d 4 5d 5 5d 6 5d 7 5d 8 5d 9 5d 10 6p 1 6p 2 6p 3 6p 4 6p 5 6p 6 7s 1 7s 2 * * 6d 2 6d 3 6d 4 6d 5 6d 6 6d 7 6d 8 6d 9 * Lantanídeos 4f 1 4f 2 4f 3 4f 4 4f 5 4f 6 4f 7 4f 8 4f 9 4f 10 4f 11 4f 12 4f 13 4f 14 5d 1 * * Actinídeos 5f 1 5f 2 5f 3 5f 4 5f 5 5f 6 5f 7 5f 8 5f 9 5f 10 5f 11 5f 12 5f 13 5f 14 6d 1 Ametais metais Gases nobres Obs. Alguns elementos não seguem rigorosamente a distribuição eletrônica, e não foram aqui especificados. 3
Propriedades Periódicas Muitas características dos elementos químicos se repetem periodicamente, estas propriedades são denominadas de propriedades periódicas. Antes de iniciarmos os estudos das propriedades periódicas é necessário o conhecimento sobre a regra do octeto, haja vista que esta regra explica o porquê de algumas destas propriedades. regra do octeto: Átomos e íons com 8 elétrons em sua ultima camada de energia, tendem a estabilidade. O hidrogênio, o Hélio e o Lítio são exemplos de exceção à regra. Eles se estabilizam com 2 elétrons na ultima camada. Vejamos alguns destas propriedades. RAIO ATÔMICO Não podemos medir diretamente o raio de um átomo e, esta medida é feita por meio de raios X, medindo-se a distância entre dois núcleos de átomos iguais vizinhos e tomando-se a sua metade. As medidas feitas experimentalmente nos levam a concluir as seguintes variações: Nas famílias o raio aumenta de cima para baixo devido ao aumento de camadas eletrônicas e nos períodos da direita para a esquerda, isto porque a quantidade de prótons no núcleo aumenta e atrai mais fortemente os elétrons da eletrosfera. Quando um átomo origina um íon verificamos que o ânion é maior que o átomo neutro correspondente e o cátion é menor que o átomo neutro correspondente. POTENCIAL DE IONIZAÇÃO ou ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI) Para retirar um elétron de um átomo neutro isolado no estado gasoso necessitamos de uma energia mínima. Esta energia é denominada de energia de ionização. Experimentalmente verifica-se que ao longo da tabela periódica esta energia aumenta de baixo para cima, nas famílias, e da esquerda para a direita nos períodos. A remoção do primeiro elétron, que é mais afastado do núcleo, requer uma quantidade de energia denominada de primeira energia de ionização (1ª E.I.), a energia para a remoção do segundo elétron requer uma energia maior que à primeira, e é denominada de segunda energia de ionização (2ª E.I.) e assim sucessivamente. 4
AFINIDADE ELETRÔNICA ou ELETROAFINIDADE É a energia liberada pelo átomo, isolado no estado gasoso, quando recebe um elétron originando um ânion. Podemos observar que: Nas famílias aumenta de baixo para cima. Nos períodos aumenta da esquerda para a direita. Não definimos afinidade eletrônica para os gases nobres. (pois possuem 8 elétrons na ultima camada não recebem elétrons) ELETRONEGATIVIDADE É a tendência que os átomos apresentam de atrair elétrons. Nas famílias esta tendência aumenta de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita. Não definimos eletronegatividade para os gases nobres. (pois possuem 8 elétrons na ultima camada não atraem elétrons) ELETROPOSITIVIDADE É a tendência que os átomos possuem em cederem elétrons. Sua variação é oposta à eletronegatividade e não é definida para os gases nobres. Nas famílias aumenta de cima para baixo e nos períodos da direita para a esquerda. DENSIDADE PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO É a relação entre a massa e o volume de um elemento químico. Nas famílias aumenta de cima para baixo e nos períodos das extremidades para o centro. 5
LIGAÇÕES QUÍMICAS 1- INTRODUÇÃO Existe uma grande quantidade de substâncias na natureza e, isto se deve à capacidade de átomos iguais ou diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito pequeno de átomos aparece na forma de átomos isolados, como os gases nobres. Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma ligação química. Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química. As ligações químicas dependem da força de atração eletrostática existente entre cargas de sinais opostas a da tendência que os elétrons apresentam de formar pares. Deste modo para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada. Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em uma outra camada. Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como teoria do octeto. Um átomo que satisfaz esta teoria é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódica. Existem muitas exceções a esta regra, porém ela continua sendo usada por se tratar de uma introdução a ligação química. O número de elétrons que um átomo deve perder, ganhar ou associar para se tornar estável recebe o nome de valência ou poder de combinação do átomo. 2- Ligação Iônica ou Eletrovalente Esta ligação ocorre devido à atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, um é metal e o outro ametal. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A e os átomos que recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A. O exemplo mais tradicional da ligação iônica é a interação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17) para a formação do cloreto de sódio (NaCl). O sódio tem configuração eletrônica: Na (Z=11) 1s² 2s² 2p 6 3s 1 A tendência normal dele é perder 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à do neônio e, se tornando um cátion monovalente. O cloro tem configuração eletrônica: Cl (Z=17) 1s² 2s² 2p6 3s² 3p 5 A tendência normal dele é ganhar 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à do argônio e, se tornando um ânion monovalente. E a formação do NaCl Vejamos a ligação entre o magnésio e o cloro. Mg (Z = 12) 1s² 2s² 2p 6 3s² Possui uma tendência normal a perder os 2 elétrons do nível 3 (camada M) formando um cátion de carga 2+. Cl (Z = 17) 1s² 2s² 2p 3s² 3p 5 Possui uma tendência normal a ganhar 1 elétron para completar o octeto do 3º nível, formando um ânion de carga 1. Como cada átomo de magnésio deve perder 2 elétrons e o átomo de cloro ganha apenas 1 elétron, será necessário para cada magnésio dois átomos de cloro. Íon-fórmula final MgCl 2 6
UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral. A valência do cátion será a atomicidade do ânion e vice-versa. número, deveremos fazer a simplificação. Exemplo: Se os valores forem múltiplos de um mesmo Alumínio (Z = 13) e oxigênio (Z = 8) O alumínio forma o cátion Al 3+ e o oxigênio forma o ânion O 2. Em função da regra prática a atomicidade do alumínio é 2 e a atomicidade do oxigênio 3. A fórmula final é Al 2 O 3 A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons fortemente presos no retículo. Por isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm pontos de fusão e ebulição elevados. Os compostos iônicos, quando em solução aquosa ou fundidos conduzem a corrente elétrica. 1. Faça a distribuição eletrônica por subnível, agrupe as camadas, indique o período, a numeração e o nome das famílias dos seguintes elementos. 24 A) Mg 12 80 B) Br 35 131 C) Xe 54 223 D) Fr 87 128 E) Te 52 2. Qual das séries abaixo é composta, respectivamente, de halogênio, metal alcalino, metal alcalino terroso e gás nobre? a) As, Fr, Ra e Rn b) F, Li, Fe e Xe c) Cl, Rb, Al e He d) I, Cs, Ca e Rn e) Br, Na, Ba e Co 3. O elemento Z = 117 seria um: a) elemento do grupo do oxigênio b) metal representativo c) metal de transição d) gás nobre e) halogênio 4. (PUC) Responda a questão seguinte com base na análise das afirmativas abaixo: I- Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis. II - Os elementos do subgrupo 2A apresentam, na última camada, a configuração geral ns 2. III - Quando o subnível mais energético é do tipo s ou p, o elemento é de transição. IV - Em um mesmo grupo, os elementos apresentam o mesmo número de camadas. Conclui-se que, com relação à estrutura da classificação periódica dos elementos, estão corretas as afirmativas: 7
5. Numa nave espacial alienígena foi encontrada a seguinte mensagem: Em nosso planeta, um químico rapidamente reconheceu a mensagem como uma parte da tabela periódica que mostrava os elementos importantes para qualquer forma de vida do planeta de origem dessa nave. a) Qual o elemento de maior número atômico? b) Quais são os elementos que pertencem à família dos alcalinos-terrosos? c) Quais são os calcogênios? d) Faça a distribuição eletrônica da camada de valência dos elementos 6. (FEI-SP) As configurações eletrônicas dos átomos neutros dos elementos X e Y, no estado fundamental, são: X: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 Y: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 2 Identifique a afirmação incorreta; a) Ambos pertencem ao 5º período da tabela periódica. b) X é metal de transição interna. c) Y é metal de transição. d) Possuem, respectivamente, números atômicos 38 e 40 e) X pertence à família IIA e Y, à família IVB da tabela periódica. 7. (PUC-PR) O subnível mais energético do átomo de um elemento no estado fundamental é 5p4. Portanto, o seu número atômico e a sua posição na tabela periódica serão: a) 40, VA, 4º período. b) 34, IVA, 4º período. c) 52, VIA, 5º período. d) 56, VIA, 5º período. e) 55, VA, 5º período. 8. (PUC-RS) O rubídio é utilizado nas células fotoelétricas e o silício na fabricação de artefatos microeletrônicos. Comparando esses elementos, é correto afirmar que: a) O silício possui maior raio atômico. b) O silício apresenta maior afinidade eletrônica. c) O rubídio possui maior energia de ionização. d) O silício é menos eletronegativo. e) O rubídio apresenta menor tendência a perder elétrons. 9. (UFPE) A eletronegatividade e o raio atômico dos elementos são duas propriedades periódicas e, portanto, importantes para prevenção das características químicas dos compostos. Os primeiros cinco elementos do grupo 2 (metais alcalinos-terrosos) são: Be, Mg, Ca, Sr e Ba, em ordem crescente do número atômico. Com o aumento do número atômico ao longo do grupo, podemos afirmar que: a) A eletronegatividade e o raio atômico crescem. b) A eletronegatividade cresce e o raio atômico decresce. c) A eletronegatividade e o raio atômico decrescem. d) A eletronegatividade decresce e o raio atômico cresce. e) A eletronegatividade se mantém, enquanto o raio atômico cresce. 10. (PUC-RJ) Considere as afirmações sobre elementos do grupo IA da tabela periódica: I São chamados metais alcalinos. II Seus raios atômicos crescem com o número atômico. III Seu potencial de ionização aumenta com o número atômico. IV Se caráter metálico aumenta com o número atômico. Dentre as afirmações, são VERDADEIRAS: a) I e II. b) III e IV. c) I, II e IV. d) II, III e IV. e) I, II, III e IV. 11. Dadas as distribuições eletrônicas 1. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 4. 1s 2 2s 2 2p 4 5. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 Responda: a) Qual apresenta maior raio atômico? b) Qual apresenta maior potencial de ionização? c) Qual apresenta maior eletronegatividade? d) Qual(is) distribuição(ões) representa(am) metal(is)? e) Quais estão no mesmo período na tabela periódica? 8
f) Quais pertencem à mesma família na tabela periódica? 15. Quais as fórmulas dos compostos iônicos formados pelos pares? a) K( família 1) e I ( família 17) = g) Determine o nome das famílias de cada um dos elementos representados pelas distribuições eletrônicas? b) Ca( família 2) e Cl ( família 17) = c) Li( família 1) e S ( família 16) = d) Ba( família 2) e O ( família 16) = e) Al( família 13) e O ( família 16) = 12. Energia de ionização é a energia mínima necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo gasoso em seu estado fundamental. Indique a opção correspondente ao átomo que apresenta maior energia de ionização. a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 13. (Acafe-SC) Em relação à eletronegatividade, a alternativa verdadeira é: a) Os metais, em geral, são os elementos mais eletronegativos. b) Os elementos que apresentam os maiores valores de eletronegatividade são os metais alcalinos. c) Os elementos mais eletronegativos estão na parte superior direita da tabela periódica. d) Os gases nobres são estáveis devido à sua alta eletronegatividade. e) Os elementos de transição são os elementos com os mais altos valores de eletronegatividade. 14. (UFJF-MG) Na mesma família da tabela periódica dos elementos químicos, em geral: a) a eletronegatividade cresce de cima para baixo; b) a energia de ionização diminui de cima para baixo; c) o tamanho (raio atômico) dos átomos diminui de cima para baixo; d) a afinidade eletrônica cresce de cima para baixo. 16. Qual a fórmula do composto iônico formado por um elemento X da família 2A e outro elemento Y da família7a? 17. Da combinação entre potássio e enxofre resulta uma substância iônica. Determine a fórmula deste composto. 18. (Vunesp-SP) Tem-se dois elementos químicosa e B, com números atômicos iguais a 20 e 35, respectivamente. a) Escreva as configurações eletrônicas dos dois elementos. Com base nas configurações, diga a que grupo da tabela periódica pertence cada um dos elementos em questão. b) Qual será a fórmula do composto formado entre os elementos A e B? Que tipo de ligação existirá entre A e B no composto formado? Justifique. 19. Dentre os compostos SCl 2, SrCl 2, Na 2 O e N 2 O é (são) iônico(s) somente: a) Na 2 O. b) SrCl 2. c) SCl 2 e N 2 O. d) Na 2 O e SCl 2. e) Na 2 O e SrCl 2. 9
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