Propriedades periódicas - ensino secundário by Casa Ciências

Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Número atómico, símbolo químico e nome 1

Hidrogénio

Lítio

Sódio

Potássio

Rubídio

Césio

Frâncio

Cálcio 38

3 21

Bário 88

Rádio

Escândi o 39

Lantanídeos Actinídeos

Lantânio

8 26

Cério

Actínio Tório

Praseodímio

Protactínio

Re Bh

107

Bóhrio

Neodími o 92

Urânio

109

Paládio

Irídio

Hássio

Ródio

Ósmio 108

Cobalto Níquel

Rénio

Seabórgio

Tungsténi o 106

Ferro

Tecnécio Ruténio

Mn Tc

Dúbnio

Molibdénio

105

Rutherfórdio

Tântalo

Nióbio

Háfnio 104

Vanádio Crómio Manganês

Zircónio

Lant. Act.

Titânio

Ítrio

Estrôncio 56

Platina 110

Meitnério Darmstácio

Promécio Samário Európio Gadolínio

Neptúnio

Plutónio

Ameríci o

Cúrio

11 29

Cobre 47

Prata 79

Ouro 111

Roentgéni o

Térbio 97

12 Zn

Gálio

Copernício

Disprósio 98

115

114

Nipónio Fleróvio

Ho Es

Berkélio Califórnio Einsténio

Érbio

100

Férmio

Cloro

Br I

116

Moscóvio

Túlio

101

Mendelévio

Itérbio

102

Nobélio

Teness o

Livermório

Lutécio 103

Lawrêncio

Crípton 54

117

Árgon

Xénon

Ástato

Néon

Iodo

Chumbo Bismuto Polónio

113

Hólmio

Flúor

Arsénio Selénio Bromo

Tálio

Hélio

Oxigénio

Estanho Antimónio Telúrio

Mercúrio

Índio

Fósforo Enxofre

Germânio

Cádmio

112

Silício

Nitrogéni o

Carbono

Alumínio

Zinco

Boro

Magnésio 20

Berílio

6 7

Rádon

118

Oganésson

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro, Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende Março 2021 Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Estrutura (nº atómico, Z) 1

Bloco Bloco Bloco Bloco s p d f

Mg Ca

Ba Lant.

Act.

105

104

Lantanídeos

Actinídeos

108

107

106

110

109

111

112

113

14 C

114

100

115

101

118

116

117

102

103

Kr Xe

Rn Og

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro, Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende

Setembro 2010

 Grupos: São as filas verticais (colunas), numeradas de 1 a 18. -

Grupo 1 (metais alcalinos) Grupo 2 (metais alcalinoterrosos) Grupo 17 (halogéneos) Grupo 18 (gases nobres)

 Períodos: São as filas horizontais (linhas), numeradas de 1 a 7.  Blocos: São grandes divisões da Tabela Periódica, definidas de acordo com o tipo de subníveis ocupados pelos eletrões mais externos. -

Bloco s (grupos 1 e 2, mais o hélio) Bloco p (grupos 13 a 18, com a exclusão do hélio) Bloco d (grupos 3 a 12) Bloco f (lantanídeos e actinídeos)

Os elementos dos blocos s e p são também designados elementos representativos, enquanto os dos blocos d e f são chamados elementos de transição.

Ana Paula Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro Março 2019 Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Configuração eletrónica de valência (estado fundamental) 1

18 Em bold, configurações “anómalas”

1s1

2s1

2s2

3s1

3s2

4s1

4s2

5s1

5s2

4s2 3d1 5s2 4d1

6s2

Lant.

7s1

7s2

Act.

4s2 3d3 5s1 4d4 6s2 5d3 7s2 6d3

4s1 3d5 5s1 4d5 6s2 5d4 7s2 6d4

4s2 3d5 5s2 4d5 6s2 5d5 7s2 6d5

4s2 3d6 5s1 4d7 6s2 5d6 7s2 6d6

4s2 3d7 5s1 4d8 6s2 5d7 7s2 6d7

4s2 3d8 4d10

6s1

4s2 3d2 5s2 4d2 6s2 5d2 7s2 6d2

4s1 3d10 5s1 4d10 6s1 5d10 7s1 6d10

4s2 3d10 5s2 4d10 6s2 5d10 7s2 6d10

6s1 5d9 7s2 6d8

1s2

2s2 2p1 3s2 3p1 4s2 4p1 5s2 5p1 6s2 6p1 7s2 7p1

2s2 2p2 3s2 3p2 4s2 4p2 5s2 5p2 6s2 6p2 7s2 7p2

2s2 2p3 3s2 3p3 4s2 4p3 5s2 5p3 6s2 6p3 7s2 7p3

2s2 2p4 3s2 3p4 4s2 4p4 5s2 5p4 6s2 6p4 7s2 7p4

2s2 2p5 3s2 3p5 4s2 4p5 5s2 5p5 6s2 6p5 7s2 7p5

2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p6 6s2 6p6 7s2 7p6

Lantanídeos Actinídeos

6s2 5d1 7s2 6d1

6s2 1

5d 4f

7s2 6d2

6s2 4f3 7s2 1

6d 5f

6s2 4f4 7s2 2

6d 5f

6s2 4f5 7s2 3

6d 5f

6s2 4f6 7s2 5f6

6s2 4f7 7s2 5f7

6s2 1

5d 4f

7s2 6d15f7

6s2 4f9 7s2 5f9

6s2 4f10 7s2 5f10

6s2 4f11 7s2 5f11

6s2 4f12 7s2 5f12

6s2 4f13 7s2 5f13

6s2 6s2 14 5d14f14 4f 7s2 7s2 14 6d15f14 5f

6 7

O conjunto dos eletrões de um determinado átomo é normalmente subdividido em dois grupos: os eletrões internos (ou do cerne) e os eletrões externos (ou de valência). Regra geral, apenas estes últimos participam nas reações químicas e no estabelecimento de ligações químicas, sendo por isso a configuração eletrónica de valência a mais relevante para o estudo das propriedades periódicas dos elementos. Para os elementos representativos (blocos s e p), os eletrões de valência são definidos de uma forma inequívoca: são os eletrões s e p mais externos, ou seja, com maior valor do nº quântico principal, n. Tal é verdade mesmo no caso dos elementos mais mássicos, em que existem subcamadas d e f completas, pois quando tais subníveis ficam completamente preenchidos, a sua energia diminui acentuadamente, transformando os seus eletrões em eletrões internos, com energia inferior à do subnível s imediatamente anterior. Para os elementos de transição (blocos d e f), o conceito de eletrões de valência não é tão linear e por isso não é normalmente aplicado. Analisando a tabela, facilmente se constata que a configuração eletrónica é uma propriedade periódica, pois elementos pertencentes ao mesmo grupo apresentam configurações eletrónicas semelhantes. À medida que se desce ao longo de um grupo, aumenta regularmente o nº quântico principal, n, dos eletrões de valência. À medida que se avança num período, da esquerda para a direita, o nº quântico principal mantém-se constante, mas aumenta o número de eletrões de valência - nos elementos representativos, bem entendido. Uma particularidade interessante é a presença de configurações eletrónicas “anómalas”, em certos elementos dos blocos d e f. Uma explicação para esse facto reside na pequena diferença energética existente entre os subníveis de energia mais externos nestes elementos, o que acarreta (em alguns casos) a inversão da habitual sequência dos subníveis de energia. Por outro lado, a estabilidade acrescida de subníveis d e f completamente preenchidos (configurações d10 e f14) ou semipreenchidos (configurações d5 e f7) é a causa de grande parte dessas “anomalias”.

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende

Setembro 2010 Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA 1ª energia de ionização e afinidade eletrónica (em kJ mol-1) I1 AE

1 2 3 4 5 6 7

1312 73 520 60 496 53 419 48 403 47 376 46 380 -

2 899 0 738 3 4 0 590 633 659 2 18 8 550 600 640 5 30 41 503 Lant. 658 14 0 509 490 Act. -

651 51 652 86 761 31 640 -

653 65 684 72 770 79 730 -

717 0 702 53 760 110 660 -

762 15 710 101 840 104 750 -

760 64 720 110 880 151 840 -

737 112 804 54 870 205

801 1086 1402 1314 1681 27 122 7 141 328 11 12 578 786 1012 1000 1251 42 134 72 200 349 745 906 579 762 947 941 1140 119 0 41 119 78 195 325 731 868 558 709 834 869 1008 126 0 39 107 101 190 295 890 1007 589 716 703 812 890 223 0 36 61 91 183 270

2372 0 2081 0 1521 0 1351 0 1170 0 1037 0

Lantanídeos Actinídeos

538 45 499 -

534 527 533 63 50 50 587 568 598 -

540 50 605 -

544 50 585 -

547 50 578 -

593 50 581 -

566 50 601 -

573 50 608 -

581 50 619 -

589 50 627 -

597 99 635 -

603 50 642 -

524 33 470 -

6 7

A 1ª energia de ionização (I1) é a quantidade de energia necessária para remover um eletrão a um átomo no estado gasoso, transformando-o num ião monopositivo, ao passo que a afinidade eletrónica (AE ou EA) é a quantidade de energia libertada por um átomo no estado gasoso quando capta um eletrão, transformando-se num ião mononegativo. Ambas são propriedades periódicas dos elementos químicos, sendo o seguinte o seu modo de variação ao longo da Tabela Periódica: Primeira energia de ionização (I1) Para os elementos representativos, o valor diminui à medida que se desce ao longo dos grupos, o que se explica pelo aumento do nº quântico n dos eletrões mais externos, que por isso sentem cada vez menos a ação atrativa dos núcleos. No caso dos elementos de transição, há outros fatores (não abordados a este nível) que ocultam esta influência. Por outro lado, à medida que se avança num determinado período, da esquerda para a direita, existe tendência para o aumento do valor de I 1, o que se explica pelo facto de, pertencendo os eletrões mais externos ao mesmo nível de energia, haver um aumento gradual da carga nuclear (Z) e, portanto, da força atrativa sobre os eletrões. Há, contudo, algumas exceções a este aumento da energia da ionização, destacando-se os valores anormalmente elevados dos elementos dos grupos 2 (metais alcalinoterrosos), 12, 15 e 18 (gases nobres), que acarretam algumas inversões na tendência dominante. Nesses casos, trata-se de elementos cujas configurações eletrónicas de valência são particularmente estáveis, pois apresentam subníveis s, d e p totalmente preenchidos (s2, d10 e p6) ou o subnível p semipreenchido (p3). Afinidade eletrónica (AE) Em traços gerais, para os elementos representativos, o seu modo de variação é semelhante ao da primeira energia de ionização, sendo da mesma natureza as causas dessa variação: a afinidade eletrónica mede a capacidade de um átomo em receber um eletrão adicional, sendo essa capacidade tanto maior quando mais intensa for a influência do núcleo sobre os eletrões mais externos, isto é, quanto menor for n (ao longo do mesmo grupo) e maior for Z (ao longo do mesmo período). Registe-se, no entanto, a existência de um certo número de elementos que apresentam afinidades eletrónicas muito baixas ou mesmo nulas, o que significa que esses elementos não têm qualquer tendência a captar eletrões. Mais uma vez, trata-se fundamentalmente dos elementos dos grupos 2 (metais alcalinoterrosos), 12 e 18 (gases nobres), com configurações eletrónicas estáveis e que, por esse motivo, em nada “beneficiariam” com a aquisição de um eletrão adicional.

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende Setembro 2010 BIBLIOGRAFIA:

http://www.webelements.com http://en.wikipedia.org/wiki/Electron_affinity_(data_page) http://www.rsc.org/chemsoc/visualelements/

Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Eletronegatividade (escala de Pauling) 1

2,20

0,98 1,57

0,93 1,31

0,82 1,00 1,36 1,54 1,63 1,66 1,55 1,83 1,88 1,91 1,90

1,65 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96

3,00

0,82 0,95 1,22 1,33

0,79 0,89

0,7

0,9

2,04 2,55 3,04 3,44 3,98

1,61 1,90 2,19 2,58 3,16

1,6

2,16

1,9

2,2

2,28 2,20 1,93

1,69 1,78 1,96 2,05

2,1

2,66

2,6

2,20 2,28 2,54

2,00 1,62 2,33 2,02

2,0

2,2

Lant.

1,3

1,5

2,36

1,9

2,2

Act.

Lantanídeos Actinídeos

1,10 1,12 1,13

1,14

1,1

1,38

1,3

1,5

1,17

1,3 1,28 6

1,2

1,3

1,22 1,23 1,24

1,25

1,27

1,3

A eletronegatividade é uma propriedade periódica que exprime a capacidade que os átomos de um determinado elemento têm de atrair eletrões, quando se ligam a átomos de outros elementos. Como consequência, os seus valores são da maior utilidade, quer para a previsão do tipo de ligação química, mas também para a estimativa da percentagem de caráter iónico da ligação entre dois átomos. Não é obtida por medições diretas, mas sim calculada a partir dos valores de outras propriedades (como as energias de ionização dos elementos ou as energias de ligação das moléculas). Por outro lado, não se exprime através de uma unidade, mas sim de uma escala. Embora existam várias diferentes escalas de eletronegatividade, a mais frequentemente usada é a de escala de Pauling, proposta em 1932 pelo cientista norte-americano Linus Pauling (1901-1994). A variação da eletronegatividade ao longo da Tabela Periódica segue um padrão idêntico ao da energia de ionização, ou seja, os seus valores diminuem à medida que se desce num grupo e aumentam à medida que se avança num período, da esquerda para a direita, sendo essa variação assim inversa da do raio atómico. A razão é a seguinte: como a eletronegatividade é uma medida da influência atrativa dos núcleos atómicos sobre os eletrões exteriores, quanto maior for o átomo, menor é essa capacidade atrativa e, portanto, menor também é a eletronegatividade. Por vezes, os elementos são classificados em duas categorias, em função do valor da sua eletronegatividade: Elementos eletronegativos – elementos com eletronegatividades altas (regra geral, superiores a 2,5), também chamados não-metais, situados no canto superior direito da TP. Elementos eletropositivos – elementos com eletronegatividades baixas (regra geral, inferiores a 2), também chamados metais.

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende Setembro 2010 BIBLIOGRAFIA:

http://www.webelements.com

Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Formação de iões Em bold, carga elétrica do ião mais estável

+1 -1

---

-4 +4 +2

-3 +3+5

-2 -1 +2

-1

---

Lant.

+4 +4 +5 +3+2 +3 +2 +5 +4 +3+4 +3

+4 +3

+3 +2 +6 +4

+2 +4

+3 +2 +6+4

+7+3+6

+2 +2 +2 +3+4 +4+3 +1+3

+3 +4+6

+3 +2

+8+7+5+ 2

+4+5+6

+7 +4

+4 +3+6

+4 +3

+6+5+3

+8+5+2

+2+5+6

+6 +4 +7 +4 +5 +3 +6+5

+5 +6 +5 +3+4 +4 +3

+2 +4 +2 +4 +5 +6

+1 +2 +3 +1

+3 +1 +3 +1 +1 +3

+2 +2 +1

+4 +2 +4 +2 +4 +2 +2 +4

+4+2+1

-3 +1 -2 +6 +3 +5 +4 +2

-1 +1+3 + +7

+3 +4 -1 +1 -3 +5 -2 +6 +5 +3 +4 -1 +1 +5 -3 -2 +6 +5 +7

+3 +5

+4 +2

-1 +1+3 +5 +7

--+4* +6 +8* +4+2+1

Act.

*Os iões formados por estes elementos são pouco comuns, pois eles existem normalmente sob a forma de átomos neutros isolados.

Lantanídeos

+3 +4

Actinídeos

+3 +4

+5 +6 +4 +4+3 +5 +3

+3 +2

+5 +6 +4 +3

+3 +4 +5 +6

+3 +5 +6 +4

+3 +4

+3 +4 +3 +4

+2 +3

6 7

A formação de iões (ou, mais propriamente, a carga elétrica dos iões que os elementos formam em compostos ou soluções aquosas) é uma propriedade periódica que se relaciona fortemente, quer com a configuração eletrónica, quer ainda com a eletronegatividade, a energia de ionização e a afinidade eletrónica. De um modo geral, na formação de iões, verificam-se as seguintes regras:  Os átomos tendem a ganhar ou a perder eletrões de modo a adquirirem uma configuração eletrónica mais estável, isto é, subníveis s, d e p totalmente preenchidos (s2, d10 e p6).  Os elementos eletronegativos (não-metais) tendem a formar iões negativos, ao passo que os elementos eletropositivos (metais) formam quase exclusivamente iões positivos. Analisando a Tabela Periódica, constata-se que - especialmente nos elementos representativos - no mesmo grupo existe uma certa semelhança nas cargas dos iões mais estáveis, o que é fácil de compreender se se tiver em atenção que as configurações eletrónicas de valência são as mesmas em cada grupo da TP. Por outro lado, a capacidade de formar iões negativos está reservada para os elementos situados no campo superior direito da TP. Finalmente, é também notável a grande variedade de cargas elétricas dos iões formados pelos metais de transição (especialmente os elementos pertencentes aos grupos 5 a 10).

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende

Setembro 2010 BIBLIOGRAFIA:

http://www.webelements.com

Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Raio atómico (valor calculado, pm) 1

167

112

190

145

118

111

243

194

184

176

171

166

161

156

152

149

145

142

136

125

114

103

265

219

212

206

198

190

183

178

173

169

165

161

156

145

133

123

115

108

298

253

Lant.

208

200

193

188

185

180

177

174

171

156

154

143

135

127

120

Act.

Lantanídeos Actinídeos

247

206

205

238

231

233

225

228

226

222

217

6 7

Existem várias definições possíveis para raio atómico: os valores podem resultar de cálculos teóricos ou (em alternativa) de medições experimentais, relativamente a estruturas metálicas ou covalentes, chamando-se nestes últimos casos, respetivamente, raio metálico e raio covalente. No presente caso, os valores apresentados são teóricos e foram calculados pelas equações da Mecânica Quântica para átomos isolados (E. Clementi, D. L. Raimondi, and W. P. Reinhardt, J. Chem. Phys. 1963, 38, 2686). A variação do raio atómico ao longo da Tabela Periódica segue um padrão aproximadamente inverso do da energia de ionização, ou seja, os valores aumentam à medida que se desce num grupo e diminuem à medida que se avança num período, da esquerda para a direita. A razão é evidente: o raio atómico é uma medida da perda da influência atrativa do núcleo sobre os eletrões de valência, influência essa que (que, à semelhança das propriedades 1ª energia de ionização e afinidade eletrónica) diminui à medida que se desce ao longo de um grupo (n crescente), mas aumenta à medida que se avança num período (Z crescente). Vale a pena referir também que a maioria dos elementos possui raios atómicos da ordem de grandeza de 100 a 200 pm, sendo 1 pm = 10-12 m.

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende Setembro 2010

BIBLIOGRAFIA:

http://www.webelements.com

Aceite para publicação em 27 de setembro de 2010. Atualizado em setembro de 2011, outubro 2012, novembro 2017, março 2021 e abril 2022.

TABELA PERIÓDICA Classificação do elemento - metal (M), semimetal (SM) ou não-metal (NM) 1

Lant.

Act.

Lantanídeos

Actinídeos

Características típicas de cada uma das categorias de elementos químicos: 1)     

METAIS Sólidos à temperatura ambiente. Formam apenas iões positivos. Reagem com a água e com o oxigénio. Ocorrem normalmente na Natureza combinados com outros elementos (exceto os metais nobres). Bons condutores de calor e de eletricidade.

2)     

NÃO-METAIS Muitos são líquidos ou gases à temperatura ambiente. Quase todos podem formar iões negativos. A maioria reage pouco (ou mesmo não reage) com a água e com o oxigénio. Quase todos podem ser encontrados na Natureza no estado nativo. Maus condutores de calor e de eletricidade.

3) SEMIMETAIS

 Têm características de transição entre os metais e os não-metais. Os não-metais (com exceção do hidrogénio) situam-se no bloco p e no canto superior direito da Tabela Periódica, enquanto os metais ocupam o resto da tabela, sendo separados pela estreita faixa dos semimetais.

Ana Paula da Silva Correia e José Rodrigues Ribeiro, Escola Secundária c/ 3º ciclo de Henrique Medina, Esposende

Abril 2014