Tabela Periódica
Histórico
Tríades de Dobereiner
Ele procurou estabelecer vários grupos de três elementos com
propriedades químicas semelhantes. Observou, então, que a massa
atômica do elemento central era a média aritmética das massas
atômicas dos outros elementos.
Histórico
Parafuso Telúrico de Chancourtois
Chancourtois dispôs os elementos
na ordem crescente das suas
massas atômicas numa superfície
cilíndrica chamada parafuso
telúrico.
Os elementos colocados na mesma
vertical apresentavam propriedades
químicas semelhantes. Além de
complicado, o parafuso só era
válido até o cálcio.
Histórico
Lei das Oitavas de Neulands
Newlands, ao ordenar os elementos na ordem crescente das massas atômicas
fez uma curiosa comparação. Como existem sete notas musicais, a oitava nota é
sempre uma repetição da nota de onde se partiu. Com os elementos aconteceria
a mesma coisa, porque o oitavo elemento teria as mesmas propriedades que o
primeiro.
Embora falha e muito ridicularizada na época, essa classificação teve o mérito de
esboçar o conceito de periodicidade, isto é, propriedades que se repetem após
certo período.
Histórico
Dimitri Ivanovich Mendeleev
Mendeleev ordenou-os em colunas, segundo as massas atômicas crescentes e
observou que os elementos quimicamente semelhantes ficavam numa mesma
horizontal.
Ele tinha tanta confiança na validade da lei que, quando a ordem dos elementos
parecia ser interrompida, deixava espaços em branco, lacunas que corresponderiam a
elementos que deveriam ser descobertos.
Outro mérito seu foi admitir que as massas atômicas de alguns elementos estavam
erradas. Inverteu suas posições, como, por exemplo, no caso do telúrio e do iodo.
Nem mesmo a descoberta de uma família completa de novos elementos, os gases
nobres, desfigurou a classificação de Mendeleev. Os gases nobres ficaram
perfeitamente acomodados pela simples adição de uma coluna vertical.
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
METAIS
☻Poucos e− na CV → DAR e− → CÁTIONS
☻ Sólidos ( - Hg que é líquido)
☻Dúcteis (fios): Au, Cu
☻ Maleáveis (lâminas): Au, Al
☻ Bons condutores de energia
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
NÃO- METAIS
☻ 5, 6 ou 7 e− na CV → RECEBER e− → ÂNIONS
☻ Sólidos , líquido (Br2) ou gasosos (N2, O2, F2, Cl2)
☻Se sólidos; quebradiços
☻ Maus condutores de energia (menos o C grafite que é bom
condutor de eletricidade).
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
GASES NOBRES
☻ CV completa → 8 e− (He: 2 e− )
☻ Baixíssima reatividade química
HIDROGÊNIO
☻ CV = 1 e− → imita He: 2 e−
☻ Gasoso: H2
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Grupos ou Famílias
igual
grupo
igual nº
elétrons de
valência
Como reage
Com quem reage
Em que proporção reage
iguais
propriedades
químicas
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Períodos
igual
período
igual nº de
camadas com
elétrons
1º período – muito curto – 2 elementos: H e He
2º período – curto – 8 elementos: Li ao Ne
3º período – curto – 8 elementos: Na ao Ar
4º período – longo – 18 elementos: K ao Kr
5º período – longo – 18 elementos: Rb ao Xe
6º período – muito longo – 32 elementos: Cs ao Rn
7º período – incompleto
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Representativos
Transição
Última camada: 1 a 8 elétrons
Penúltima camada: 8 ou 18 e
Última camada: 2 elétrons (-g.11 = 1 e)
Penúltima camada: entre 8 e 18 e
Transição Interna
Séries dos Lantanídeos e
Actinídeos
Antepenúltima camada incompleta
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Elementos artificiais
CISURÂNIOS: 43Tc e 61Pm
TRANSURÂNIOS: Z > 92
Propriedades
Periódicas
RAIO ATÔMICO
É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu
elétron mais externo.
RAIO ATÔMICO
RAIO IÔNICO
RAIO do cátion < RAIO do metal
a ausência de um ou vários elétrons diminui a força elétrica
de repulsão mútua entre os elétrons restantes, provocando a
aproximação dos mesmos entre sí e ao núcleo positivo do
átomo, resultando um raio iônico menor que o atômico.
RAIO do ânion > RAIO do não-metal
o excesso de carga elétrica negativa
obriga o afastamento dos elétrons
entre sí para restabelecer o
equilíbrio das forças elétricas, de
modo que o raio iônico é maior que o
atômico.
EXEMPLO
(PUC-MG/00)
11Na
+1
, 12Mg+2 , 13Al+3 , 9F1- , 8O2- , 10Ne0
As espécies que apresentam, respectivamente,
maior e menor raio são:
(A) 11Na+1 e 13Al+3
(B) 10Ne0 e 8O2(C) 12Mg+2 e 13Al+3
(D)
X 8O2- e 13Al+3
(E) 10Ne0 e 9F1-
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
Energia necessária para arrancar 1⎯e de um átomo no estado
gasoso. Os gases nobres tem valores máximos.
É inversamente proporcional ao raio.
X(g) → X+(g) + 1 e-
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
EXEMPLO
Energia de Ionização (eV)
01. A carga nuclear é o único
fator determinante da energia de
30
ionização.
25
02. Selecionando-se três átomos
com maior dificuldade para
20
formarem cátions monovalentes,
15
teríamos os átomos He, Li e Na.
04. O potássio é o metal que
10
apresenta menor potencial de
5
ionização, entre os elementos
representados.
0
08. No intervalo Z = 3 a Z = 10,
1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23 25 27 29 31
observa-se que o aumento da
carga nuclear tende a aumentar a
Número Atômico (Z)
força de atração do elétron pelo
núcleo.
16. Os elevados valores da energia de ionização para os gases He, Ne e Ar são evidências de
que “camadas eletrônicas completas” são um arranjo estável.
32. Considerando os elementos que formam um período da tabela periódica, a tendência da
energia de ionização é diminuir com o aumento do número atômico.
64. As menores energias de ionização correspondem ao metais alcalinos.
04+08+16+64=92
EXEMPLO
(UCS/05) Fotocélulas são dispositivos que geram e permitem a
passagem de corrente elétrica apenas quando recebem ondas
eletromagnéticas. Esses circuitos elétricos funcionam como
interruptores de corrente acionados pela radiação, sendo usados
em alarmes antifurto, portas de estabelecimentos, etc. Uma
característica das fotocélulas é a existência, no pólo negativo, de
uma camada metálica que libera elétrons por meio da ação dessas
ondas.
Para que haja tal liberação, o metal dessa camada deve apresentar
a) alta afinidade eletrônica.
b) alta eletronegatividade.
c baixa energia de ionização.
c)
d) alta densidade.
e) baixo ponto de fusão.
Eletronegatividade
“fome por elétrons”.
Valores elevados para os não-metais e baixos para os metais. Os
gases nobres possuem valores nulos.
CARÁTER AMETÁLICO – mede a facilidade em receber elétrons e
formar ânion.
Eletronegatividade
Eletropositividade
CARÁTER METÁLICO – mede a facilidade em perder elétrons e
formar cátions. Está relacionada à reatividade dos metais.
Os GN têm valores nulos.
Eletroafinidade
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica:
energia liberada pelo átomo quando ele recebe um elétron.
É definida para os não-metais.
Não inclui os gases nobres.
X + 1 e− → X−
Eletroafinidade
Densidade
Relação entre massa e volume.
Mede a compactação da substância simples.
Ponto de fusão e ebulição