Índice
Índice ______________________________________________________________1
Introdução __________________________________________________________2
Qual é a estrutura da tabela periódica ? ___________________________________3
Classificação das substâncias ___________________________________________4
Regularidade entre os elementos: ________________________________________6
Os elementos do grupo zero: os gases nobres __________________________________ 6
Os elementos do grupo IA: os metais alcalinos ________________________________ 8
Os elementos halogéneos __________________________________________________ 8
Semelhanças das propriedades elementares _______________________________10
Os gases nobres ou raros _________________________________________________ 10
Metais alcalinos _________________________________________________________ 10
Halogéneos_____________________________________________________________ 10
Pode surgir um elemento situado entre dois elementos conhecidos ____________11
Configuração electrónica _____________________________________________12
Bibliografia_________________________________________________________13
1
Introdução
O peso atómico dum elemento está estritamente relacionado com a
constituição dos seus átomos, isto é, com a sua estrutura atómica.
Ora acontece que também as propriedades dos elementos resultam,
em última análise, dessa mesma estrutura atómica, havendo até uma certa
«regularidade periódica» no que diz respeito à verificação de determinadas
propriedades em elementos diversos. Tais regularidades ou «periodicidade»
começaram a ser observadas quando se dispunham os elementos segundo
determinada ordem.
Após os trabalhos de vários cientistas de que se destacam William
Prout (Inglês), Chancourtois (Francês), Newlands (Inglês) e Lothar Meyer
(Alemão), coube ao químico russo Dmitri Mendeleiev a honra de ter
apresentado uma tabela periódica dos elementos, em que estes estavam
colocados segundo uma ordem crescente dos seus pesos atómicos, mas
com uma disposição tal de linhas e colunas que permitiam ficarem colocados
no mesmo grupo elementos com propriedades semelhantes.
A descoberta de Mendeleiev foi de tal alcance que, embora houvesse
de fazer pequenos arranjos à disposição inicial, permitiu prever a existência
de novos elementos que vieram a ser descobertos, muitas vezes com base
no conhecimento prévio de algumas das suas propriedades.
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Qual é a estrutura da tabela periódica ?
A tabela actual possui dezoito colunas, sete filas separadas do corpo
da tabela.
Cada coluna recebe o nome de grupo e contém elementos de
propriedades químicas semelhantes. Os grupos estão numerados em
caracteres romanos na seguinte ordem: IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB,
VIIIB(que ocupa três colunas), IB, IIB, IIIA IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA ou 0:
Nos grupos A estão os chamados elementos normais, como o sólido
ou o flúor, que possuem os seus electrões de máxima energia (os últimos
que se escrevem na sua configuração electrónica) em subníveis s ou p;
Nos grupos B estão os chamados elementos de transição, cujos
electrões de massa energia estão situados em subníveis de tipo d, que não
se encontram num nível mais exterior.
As filas tomam o nome de período. Os períodos são numerados de um
a sete.
Os elementos que se situam num mesmo período têm em comum o
número quântico, que define a energia do electrão mais exterior e que
coincide com o número do período. Assim, nas configurações dos elementos
do segundo período, o número quântico principal maior será o dois e no
sétimo período será o sete. Nem todos os períodos possuem o mesmo
número de elementos. Existe um período com dois elementos, dois com
oito, três com dezoito e o último que está incompleto. Nas duas filas
separadas, de catorze elementos cada uma, situam-se os lantanídeos e os
actinídeos, de propriedades semelhantes ao lantânio e ao actínio; estes
elementos chamam-se elementos de dupla transição ou terras raras e o seu
electrão de maior energia pertence ao subnível f.
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Classificação das substâncias
As substâncias dividem-se em dois grandes grupos: simples e
complexas.
Substâncias simples ou elementos – são aquelas de que não é
possível extrair mais do que uma qualidade de matéria.
Como por exemplo o ouro, a prata, o enxofre, etc.
Substâncias complexas – são todas as que se podem decompor em
outras mais simples.
Como por exemplo a água, o ácido sulfúrico, a madeira, o latão, etc.
Designa-se por espécies químicas ou substâncias puras as
substâncias formadas por moléculas todas iguais. As espécies químicas
simples são substâncias simples ou elementos químicos; as espécies
químicas compostas são as combinações ou simplesmente compostos.
As substâncias simples ou elementos dividem-se em metais (ferro,
chumbo, cobre, mercúrio, etc.) e não metais (enxofre, oxigénio, fósforo,
hidrogénio, etc.).
Matéria
Misturas
Substâncias puras
(homogéneas ou não)
(sempre homogéneas)
Elementos
Metais
Compostos
Não metais
Metais – São elementos em geral bons condutores do calor e da
corrente eléctrica, tenazes, dúcteis, maleáveis e que, quando recentemente
cortados, apresentam um brilho característico chamado brilho metálico. Ex.:o
ouro, a prata, etc.
Não metais – São os elementos que em geral não são bons
condutores do calor, nem da corrente eléctrica, não são dúcteis, maleáveis,
ou tenazes e não têm brilho metálico. Ex.: o enxofre, o oxigénio, o cloro, etc.
Os metais são sólidos, com uma única excepção, o mercúrio, que é
liquido.
Os não metais são em geral sólidos e gases, havendo um único
líquido, o bromo.
As substâncias complexas dividem-se em misturas e combinações
ou compostos.
Misturas – São substâncias formadas por duas ou mais espécies
químicas, unidas em quaisquer proporções e em que estas mantêm as suas
propriedades características.
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Combinações – São substâncias formadas por moléculas todas
iguais, constituídas por dois ou mais elementos unidos em proporções fixas e
determinadas, e possuindo propriedades diferentes das dos seus
constituintes.
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Regularidade entre os elementos:
Os elementos do grupo zero: os gases nobres
Ao observarmos as versões da Tabela Periódica que foram
aparecendo após os trabalhos de Medeleev, reparamos que só a partir do
início do século XX aparece uma coluna com os elementos hélio (z = 2), néon
(z = 18), krípton (z = 36), xénon (z = 54) e rádon (z = 86). Todos os gases
nobres foram descobertos entre 1894 e 1900, por dois ingleses, Rayleigh e
Ramsay, sendo o primeiro o árgon. De acordo com as características que iam
sendo identificadas, procuraram colocá-los na Tabela Periódica.
Uma das dificuldades encontradas para a sua colocação na tabela
periódica foi a determinação dos seus «pesos atómicos».
Colocado o árgon entre o cloro (z = 17) e o potássio (z=19), surgiu
uma questão: haverá outros elementos com características semelhantes às
do árgon que possam constituir, com ele, um novo grupo?
Os cientistas estavam, pois, desesperados para a procura de novos
elementos! Realmente, nos anos seguintes foram descobertos os outros:
hélio, krípton, néon, xénon e rádon, todos c0om propriedades semelhantes.
Na versão da Tabela de Mendeleev, de 1904, são referidos como
grupo zero e colocados na 1ª coluna da esquerda, em vez de na última
coluna, à direita, como actualmente acontece.
No total, os gases nobres representam cerca de 1% da atmosfera
terrestre. Quando inspiramos fundo, entram nos nossos pulmões cerca de
5cm3 de árgon, que é o mais abundante. O menos abundante é o xénon.
Devido a esta pequena percentagem dos gases nobres, na atmosfera
(embora não tão insignificante como se pensou no início), é que eles são
ainda referidos como gases raros.
Algumas características destes elementos são:
- O estado físico à temperatura ambiente é gasoso;
- Incolores;
- Inodoros;
- Maus condutores eléctricos.
À que os gases nobres iam sendo descobertos, os próprios Rayleigh,
Ramsay e Travers (colaborador dos dois primeiros), nos seus trabalhos de
isolamento e identificação das suas propriedades, ficaram convencidos que
esta nova família se caracterizava por os elementos constituintes serem
inertes: não se combinavam com outros elementos, ou seja, não reagiam.
Até 1962, não foi realmente possível obter compostos destes
elementos. Pensava-se que eram completamente não reactivos. Daí a
aceitação da designação gases inertes.
Porém, naquele ano, após várias tentativas, obtiveram-se alguns
compostos de xénon, nomeadamente fluoretos (compostos de xénon e flúor).
A partir de então outros compostos, com outros elementos deste grupo
(árgon, néon e krípton), têm sido obtidos laboratorialmente. A pequeníssima
actividade química, isto é, a grande inércia química, é, porém, a sua
característica mais importante. É a responsável pela designação que
6
usamos: gases nobres (à semelhança de se chamarem metais nobres ao
ouro, prata e platina, porque não se combinam com facilidade com o oxigénio
e outros elementos).
Esta inércia química explica o seu aparecimento, na Natureza,
no estado livre, não combinados com outros elementos.
Determinações experimentais das suas massas moleculares
vieram provar que existem, na Natureza, na forma atómica, ou, dito de
outra maneira, são gases monoatómicos. São os únicos gases
conhecidos com esta propriedade. Quer dizer, os seus átomos não se
combinam, nem sequer entre si.
As principais aplicações dos gases nobres são consequência da
sua fraquíssima actividade química.
Assim, o hélio, pela sua baixa densidade e não
combustibilidade, é utilizado no enchimento de balões vários
(aeróstatos), nomeadamente os de pesquisa meteorológica da
atmosfera.
O hélio é também utilizado, em mistura com o oxigénio
(substituindo o azoto), para a respiração dos mergulhadores de grande
profundidade.
O árgon é gás mais utilizado no enchimento das lâmpadas de
incandescência.
O néon, só ou misturado com outros gases, é utilizado em tubos
ou ampolas dos anúncios luminosos. Conforme a mistura e a pressão
no interior da ampola, assim é a cor da luz originada pela descarga
eléctrica no seu interior.
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Os elementos do grupo IA: os metais alcalinos
Conforme podes verificar consultando a Tabela Periódica, o grupo IA é
formado por 6 elementos: lítio (z = 3), sódio (z = 11), potássio (z = 19), rubídio
(z = 37), césio (z = 87).
Podes efectuar também as diferenças entre os números atómicos de
dois elementos consecutivos, como se indica no quadro abaixo.
Diferenças entre os
Elemento
Z
números atómicos
Li
3
Na
11
11 - 3 = 8
K
19
19 - 11 = 8
Rb
37
37 - 19 = 18
Cs
55
55 - 37 = 18
Fr
87
87 - 55 = 32
A análise dos resultados obtidos podemos afirmar:
A diferença entre os números atómicos consecutivos nesta família de
elementos é:
8
8
18
18
32
Se compararmos os números atómicos de cada um dos elementos
desta família verificas, por exemplo:
- o átomo de lítio tem mais um electrão do que o de hélio;
- o átomo de sódio tem mais um electrão do que o de néon;
- o átomo de potássio tem mais um electrão do que o de árgon.
Como facilmente se nota, o número atómico de um elemento alcalino
difere do número atómico de um gás raro apenas de uma unidade.
Há sempre um elemento alcalino cujos átomos têm mais um electrão
do que os do gás raro que o antecede na Tabela Periódica.
Assim, quando os átomos de um elemento alcalino perdem um
electrão ficam com o mesmo número de electrões desse gás raros,
formando iões positivos (catiões), sendo estes responsáveis pela
formação de compostos químicos que contenham elementos alcalinos.
Os elementos halogéneos
Os elementos que fazem parte da família dos halogéneos também se
podem dispor segundo ordem crescente dos seus números atómicos de dois
elementos consecutivos.
Elemento
F
CI
Br
I
At
Z
9
17
35
53
85
Diferenças entre os
números atómicos
17 - 9 = 8
35 -17 = 18
53 - 35 = 18
85 - 53 = 18
8
A diferença
consecutivos é:
entre
os
8
números
18
18
atómicos
de
dois
elementos
32
Se compararmos os números atómicos destes elementos com os
números atómicos dos gases raros, verificamos, por exemplo:
- o átomo de cloro tem menos um electrão do que o de árgon;
- o átomo de bromo tem menos um electrão do que o de crípton;
- o átomo de lodo tem menos um electrão do que o de xénon.
Como facilmente notamos, o número atómico de um elemento halogéneo
difere do número atómico de um gás raro mais próximo (relativamente ao
número atómico).
Quando um átomo de halogéneo recebe um electrão fica com o
mesmo número de electrões do átomo do gás raro que está mais próximo na
Tabela Periódica. Transforma-se num ião mononegativo, chamado ião
halogeneto ou haleto. Esta propriedade determina a “química dos
halogéneos”.
No quadro abaixo indica-se os nomes dos iões halogenetos, a sua
representação simbólica e o número de electrões que possuem.
Nome do ião
Representação
Número de electrões
simbólica
do ião
Ião cloreto
CI18
Ião brometo
Br
36
Ião iodeto
I
54
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Semelhanças das propriedades elementares
Conhecem-se alguns milhões de substâncias compostas, mas só
existe um número bastante reduzido de substâncias elementares.
Há substâncias elementares sólidas, como, por exemplo, o iodo e o
cobre.
Há também substâncias elementares líquidas, como por exemplo o
mercúrio.
Existem ainda substâncias elementares gasosas, por exemplo, o
hélio, o oxigénio e o azoto.
Torna-se importante agrupar as diferentes substâncias elementares
tendo em conta a semelhança do seu comportamento físico e químico.
Os gases nobres ou raros
Existe um conjunto de substâncias elementares, não – metais, que são
gases à temperatura ambiente. Constituem uma família química pois têm
comportamento químico semelhante.
Fazem parte da família dos gases nobres ou raros o hélio, o néon, o
árgon, o crípton, o xénon e o rádon.
Metais alcalinos
As substâncias elementares lítio, sódio, potássio e rubídio são
metais muito reactivos e, por isso, não existem livres na Natureza.
Em virtude à semelhança das propriedades químicas destas
substâncias elementares, diz-se que pertencem a uma mesma família
química – a família dos metais alcalinos.
- Estas substâncias ardem em contacto com o ar e reagem, vigorosamente,
com a água.
- As soluções resultantes das reacções destas substâncias com a água são
alcalinas, porque tornam carmim a solução alcoólica de fenolftaleína.
Halogéneos
Considerada substâncias elementares que são não metais, como o
cloro, o bromo e o iodo.
Em virtude da semelhança de propriedades químicas, o cloro, o bromo
e o iodo fazem parte de uma família química. Designa-se por família dos
halogéneos, que significa “geradores de sais”.
- Todos os halogéneos são constituídos por moléculas diatómicas(F2, Cl2,
Br2 e I2).
- São mais solúveis em éter ou no óleo alimentar do que em água.
- Os halogéneos reagem com os metais alcalinos, originando compostos
iónicos que se designam por halogenetos.
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Pode surgir um elemento situado entre dois elementos
conhecidos
À medida que, em princípios do século XIX, se iam descobrindo novos
elementos, os investigadores foram dispondo de dados cada vez mais
abundantes e observaram que as propriedades de uns elementos eram muito
semelhantes às dos outros, o que levou a uma primeira classificação entre
metais e não metais. Fizeram-se muitas outras tentativas de classificação,
até que, em 1871, D. I. Mendeleiev e J. L. Mayer propuseram uma tabela
periódica, substancialmente parecida com a actual, que ordenava os
elementos situados numa mesma coluna fossem semelhantes. Para que
essa analogia de propriedades não tivesse falhas, era imprescindível alterar a
ordem de alguns elementos como o potássio ou o árgon. Também era
necessário deixar espaços vazios entre dois elementos conhecidos quando
esta coincidência de propriedades não se verificava. Esses espaços vazios
foram sendo preenchidos com os elementos que se iam descobrindo, mas
nunca havia a certeza se no espaço deixado para um elemento não poderiam
surgir dois ou mais elementos com massas atómicas intermédias. Para evitar,
em 1912, Moseley ordenou os elementos pelo seu número atómico, que,
sendo um número inteiro, dava a garantia de que entre dois números inteiros
alternados só existia um outro número inteiro.
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Configuração electrónica
A configuração de um átomo é a disposição que possuem os seus
electrões em redor do núcleo. Esta disposição no espaço reflecte-se em
diferenças de energia. A energia de um electrão define-se por intermédio de
certos números, chamados números quânticos. O número quântico n ou
número quântico principal define a maior parte da energia de um electrão,
que é a que se deve à distância a que se encontra do núcleo. Ao conjunto de
electrões que se encontra à mesma distância do núcleo dá-se o nome de
nível (n) e pode ter valores inteiros 1, 2, 3… O número quântico/secundário
indica as pequenas diferenças de energia que existem entre dois electrões de
um mesmo nível. Essas diferenças de energia atribuem-se às diferentes
formas que um orbital pode adoptar. Os electrões com o mesmo n e / formam
um subnível. / pode possuir valores inteiros 0, 1, 2, até n-1. Existem, além
disso, mais dois números quânticos: o magnético m, que pode tomar valores
-/,…, -1, 0, 1,…,+/ e que indica a orientação do orbital no espaço e s,
chamado spin, que toma o valor +1/2 ou –1/2 e que se refere ao sentido de
rotação do electrão sobre si mesmo. A configuração electrónica de um átomo
utiliza-se para conhecer os electrões de maior energia que esse átomo
possui e que, a par dos do último nível, são os responsáveis pelas suas
propriedades químicas.
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Bibliografia
Elementos – química 9
1ª edição
Cesário G. Viegas
Editorial o Livro
Química na nossa vida – 9º ano
M. Margarida R. D. Rodrigues
Fernando Morão Lopes Dias
Porto Editora
Lições de Química
Silvino Cordeiro
Edições Divul
A nova enciclopédia das ciências – A Química
Nina Morgan
Circulo de Leitores
Física – Química
3ª Edição
Aristides Mota
Atlântida Editora
Química Geral
10ª Edição
Prof. Eng. Martins Galvão
Compêndio de elementos de Física e de Química
Fernando Neves da Silva
Livraria Popular de Francisco Franco
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