1 3 tabela periodica

1.3. TABELA PERIÓDICA

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1

EVOLUÇÃO HISTÓRICA DA TABELA PERIÓDICA

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2

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3

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4

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6

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7

EVOLUÇÃO HISTÓRICA DA TABELA PERIÓDICA

(International Union of Pure and Applied Chemistry)

Atualmente, os grupos os grupos estão identificados com a numeração de 1 a 18.

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8

9

Cada uma das quadrículas da Tabela Periódica dos Elementos apresenta informações relativas ao elemento químico, tais como o número atómico, o símbolo químico e a massa atómica relativa.

Pode, ainda, apresentar outras informações características desse elemento, como, por exemplo, a configuração eletrónica.

Algumas tabelas incluem ainda algumas propriedades das substâncias elementares (estado físico à temperatura ambiente, ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade).

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10

ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA A Tabela Periódica possui os elementos químicos organizados em 18 grupos (colunas) e 7 períodos (linhas).

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11

Gases nobres

Halogéneos

Calcogéneos

Metais alcalinoterrosos

Períodos

Metais alcalinos

Grupos

Alguns grupos, ou famílias, são conhecidos por designações específicas:

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12

Metais e nĂŁo metais

Metais

NĂŁo metais Semimetais

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13

Blocos

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14

Bloco s

Bloco p

Os eletrões de valência ocupam apenas as orbitais s.

Os eletrões de valência ocupam as orbitais s e p.

Elementos dos grupos 1 e 2.

Também o hélio, He.

Elementos dos grupos 13 a 18 (excluindo o hélio).

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15

Bloco d

Bloco f

Os eletrões de valência ocupam também orbitais d.

Os eletrões de valência ocupam também as orbitais f.

Elementos dos grupos 3 a 12.

São chamados elementos de transição interna.

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16

Elementos representativos e de transição Os elementos dos blocos s e p (grupos 1, 2 e 13 a 18) também se designam por elementos representativos.

Os elementos com eletrões em orbitais de subníveis d e f preenchidas ou em preenchimento (grupos 3 a 12) designam-se por elementos de transição e elementos de transição interna, respetivamente.

Bloco s

Bloco d

Bloco p

Bloco f Ano letivo 2016/2017 |

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17

Elementos representativos

Elementos de transição

Elementos de transição interna

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18

TABELA PERIÓDICA E CONFIGURAÇÃO ELETRÓNICA DOS ELEMENTOS

O grupo em que um elemento representativo se encontra relaciona-se com o número de eletrões de valência que esse elemento possui.

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O período em que se situa cada um dos elementos é dado pelo número do maior nível de energia preenchido ou em preenchimento.

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19

• Elementos do mesmo período têm o mesmo número de níveis de energia.

• Elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de eletrões de valência.

Nos grupos representativos: Grupo 1 - 1 eletrão de valência Grupo 2 - 2 eletrões de valência Grupo 13 - 3 eletrões de valência …

Grupo 18 - 8 eletrões de valência

Nestes grupos o número de eletrões de valência obtém-se subtraindo 10

ao número do grupo.

O Hélio(He) é uma exceção (tem dois eletrões de valência).

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20

Por exemplo, para o elemento enxofre de configuração eletrónica:

3s23p4: 6 e– de valência

Configuração eletrónica de valência Nível de energia mais elevado

Última orbital de valência

n=3

tipo p (3p4)

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Grupo 16

3.° Período

Bloco p

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21

PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Algumas

propriedades

dos

elementos

chamam-se

propriedades periódicas, por variarem de forma regular ao

longo de grupos e períodos da Tabela Periódica.

Duas dessas propriedades são o raio atómico e a energia de ionização.

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Raio atómico O raio atómico é igual a metade da distância entre dois núcleos atómicos.

Regra geral é difícil definir o raio atómico devido à incerteza na determinação das posições dos eletrões num átomo. Esta medição é mais simples ao utilizar-se átomos iguais ligados.

Raio atómico – metade da distância internuclear.

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23

Por exemplo, na molécula de cloro (Cℓ2) a distância entre os núcleos é de 200 pm, logo o raio atómico do cloro é 100 pm.

Distância entre átomos de cloro.

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Raio atómico - Tabela Periódica Na Tabela Periódica o raio atómico aumenta ao longo do grupo e diminui ao longo do período.

Variação do raio atómico na Tabela Periódica (pm).

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Variação do raio atómico dos elementos dos blocos s e p ao longo dos grupos e dos períodos da Tabela Periódica.

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26

Interpretação da variação do raio atómico na Tabela Periódica:

1s1 2s1 3s1

n aumenta

4s1

5s1 6s1

7s1

Ao longo do grupo, há preenchimento de mais níveis de energia, os eletrões de valência passam a estar, em média, mais afastados do núcleo, pelo que o raio atómico aumenta.

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27

Interpretação da variação do raio atómico na Tabela Periódica:

Carga nuclear aumenta

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

Ao longo do período, o número de níveis de energia mantém-se.

Como aumenta a carga nuclear, há maior atração entre o núcleo e os eletrões, pelo que o raio atómico diminui.

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28

Raio atómico: variação ao longo do grupo e do período

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29

Energia de ionização A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um eletrão de um átomo no estado gasoso e no seu estado fundamental.

X (g)

X+ (g) + e-

A primeira energia de ionização é a energia necessária para

remover ao átomo um dos seus eletrões de maior energia.

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30

A energia de ionização é igual à energia de remoção da orbital de maior energia.

Maior energia de ionização

Mais difícil remover o eletrão

Menor energia de ionização

Mais fácil remover o eletrão

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31

Energia de ionização - Tabela Periódica Na Tabela Periódica a energia de ionização diminui ao longo do grupo e aumenta ao longo do período.

Variação da 1ª energia de ionização (kJ/mol) Ano letivo 2016/2017 |

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32

Interpretação da variação da energia de ionização na Tabela Periódica:

1s1 2s1 3s1

n aumenta

4s1 5s1 6s1 7s1

Ao longo do grupo, aumenta o número de níveis de energia preenchidos. Os eletrões de valência passam a estar, em média, mais afastados do núcleo, sendo necessário menos energia para os remover, pelo que a energia de ionização diminui.

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33

Interpretação da variação da energia de ionização na Tabela Periódica:

Carga nuclear aumenta

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

Ao longo do período, a carga nuclear aumenta, os eletrões de valência ficam sujeitos a uma maior atração nuclear, sendo necessária mais energia para os remover. Consequentemente, a energia de ionização aumenta.

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34

Variação da energia de ionização (em kJ mol–1) ao longo dos grupos e dos períodos da Tabela Periódica.

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35

Energia de ionização: variação ao longo do grupo e do período

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36

De todos os elementos, o que tem maior energia de ionização é o hélio e o que tem menor é o césio.

Variação da energia de ionização em função do número atómico (Z).

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37

Variação da energia de ionização com o número atómico (Z) ao longo de vários períodos

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38

Relacionando as duas propriedades estudadas, pode concluir-se que, à medida que aumenta o raio atómico, diminui a energia de ionização.

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39

Energias de ionização sucessivas 1.ª Remoção 1.ª Energia de ionização

2.ª Remoção 2.ª Energia de ionização

3.ª Remoção 3.ª Energia de ionização

-

-

-

+ X g + I1 →X + 1e−

-

-

X

+

g +I2 →X

2+

+1e−

X

2+

g +I3 →X

3+

+1e−

đ?&#x2018;°đ?&#x;? < đ?&#x2018;°đ?&#x;? < đ?&#x2018;°đ?&#x;&#x2018; Ano letivo 2016/2017 |

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40

Substâncias elementares e compostas

Substâncias

elementares

ou

simples são formadas por um único elemento.

Exemplo: diamante (C).

Substâncias

compostas

Diamante

são

formadas por elementos diferentes.

Exemplo: água (H2O). Água

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41

Propriedades de elementos e de substâncias elementares A organização atual da Tabela Periódica evidencia as semelhanças no comportamento químico dos elementos do mesmo grupo.  Propriedades de um elemento (associáveis a átomos): número atómico, raio atómico, energia de ionização, etc.

 Propriedades

de

substâncias

elementares

(associáveis

a

substâncias): ponto de fusão, ponto de ebulição, massa volúmica, etc.

As propriedades de elementos e propriedades de substâncias elementares são distintas, mas relacionáveis.

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42

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43

44

Propriedades físicas das substâncias metálicas e não metálicas

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45

Grupo 1 - família dos metais alcalinos

Substâncias elementares desta família: • lítio(Li)

Li

• sódio (Na)

Na

• potássio (K) • rubídio (Rb) • césio (Cs)

• frâncio (Fr)

K

Rb Cs Fr

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46

Comparação entre as propriedades de elementos e de substâncias elementares – metais alcalinos

Metais alcalinos

Elementos

Substâncias elementares

Grupo 1 – metais alcalinos

Família dos metais alcalinos

3Li

– 1s2 2s1 2 2 6 1 11Na – 1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 1 19K – 1s 2s 2p 3s 3p 4s

Li (s)

Na (s)

K (s)

•

São elementos metálicos;

•

São metais;

•

Têm 1 eletrão de valência;

•

Oxidam muito facilmente;

•

Quando ionizados formam iões monopositivos.

•

Muito reativos em contacto com a água e originam soluções básicas.

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47

Li

Ao longo do grupo o eletrão de

Na

valência

K

núcleo,

fica

mais

afastado

libertando-se

com

do

mais

facilidade.

Rb Cs Fr

Reatividade aumenta

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Grupo 2 - família dos metais alcalinoterrosos Substâncias elementares desta família: • berílio (Be)

Be

• magnésio (Mg)

Mg

• cálcio (Ca)

Ca

• estrôncio (Sr) • bário (Ba) • rádio (Ra)

Sr Ba Ra

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49

Comparação entre as propriedades de elementos e de substâncias elementares – metais alcalinoterrosos

Metais alcalino terrosos

Elementos

Substâncias elementares

Grupo 2 – metais alcalinoterrosos

Família dos metais alcalinoterrosos

4Be

– 1s2 2s2 2 2 6 2 12Mg – 1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 2 20Ca – 1s 2s 2p 3s 3p 4s

Be (s)

Mg (s)

Ca (s)

•

São elementos metálicos;

•

São metais;

•

Têm 2 eletrões de valência;

•

Oxidam facilmente;

•

Quando ionizados formam iões dipositivos.

•

Reagem com a água e originam soluções básicas.

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50

Be

Ao longo do grupo os eletrões de

Mg

valência ficam mais afastados do

Ca

núcleo, libertando-se com mais facilidade.

Sr Ba Ra

Reatividade aumenta

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51

Grupo 17 - família dos halogéneos Substâncias elementares desta família: F Cl • flúor (F2)

Br

• cloro (Cl2)

I

• bromo (Br2)

At

• iodo (I2) • astato (At2)

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52

Comparação entre as propriedades de elementos e de substâncias elementares - halogéneos

9F

Halogéneos

Elementos

Substâncias elementares

Grupo 17 – halogéneos

Família dos halogéneos

– 1s2 2s2 2p5

17Cℓ

– 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl2 (g)

Br2 (ℓ)

•

São elementos não metálicos;

•

São não metais;

•

Têm 7 eletrões de valência;

•

Muito reativos;

•

Ionizam-se formando iões mononegativos.

•

Formam sais com facilidade.

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53

cloro Bromo

F

Ao longo do grupo diminui a

Cℓ

facilidade de captar eletrões,

Br

porque

I Iodo

At

o

tamanho

dos

átomos aumenta, diminuindo a

capacidade

atrativa

do

núcleo.

Reatividade diminui

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54

Grupo 18 - família dos gases nobres

Substâncias elementares desta família: He • hélio (He)

Ne

• néon (Ne)

Ar

• árgon (Ar)

Kr

• crípton (Kr)

Xe

• xénon (Xe)

Rn

• rádon (Rn)

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55

Comparação entre as propriedades de elementos e de substâncias elementares – gases nobres

Gases nobres

Elementos

Substâncias elementares

Grupo 18 – gases nobres

Família dos gases nobres

2He

– 1s2 2 2 6 10Ne – 1s 2s 2p 2 2 6 2 6 18Ar – 1s 2s 2p 3s 3p • •

Níveis de energia totalmente preenchidos; Não formam iões.

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He (g)

Ne (g) Ar (g)

•

São gases;

•

Baixa reatividade;

•

Têm grande estabilidade química.

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56

Hélio

Néon

Árgon Crípton

Xénon

He

Ne Ar

Têm os subníveis s e p totalmente ocupados.

Elevada estabilidade

Kr

química (inertes).

Xe Rn

Não formam iões.

A estabilidade dos seus átomos está relacionada com o facto de possuirem os níveis de valência completamente preenchidos.

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57

Metais Elementos com poucos eletrões de valência e com baixa energia de ionização.

Tendência para ceder eletrões

Originam catiões

Maior estabilidade eletrónica (Configuração eletrónica igual à de um gás nobre) Ano letivo 2016/2017 |

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58

Não metais Elementos com muitos eletrões de valência e com elevada energia de ionização.

Tendência para captar eletrões

Originam aniões

Maior estabilidade eletrónica (Configuração eletrónica igual à de um gás nobre) Ano letivo 2016/2017 |

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59

Formação de iões Os metais apresentam baixas energias de ionização, pelo que perdem facilmente eletrões, originando iões positivos estáveis.

Perde 1 eletrão

Li: 1s2 2s1

Li+: 1s2

Configuração igual ao He

Os não metais conjugam carga nuclear elevada com raio atómico reduzido. Assim, têm tendência para captar eletrões, formando iões negativos estáveis.

F: 1s2 2s2 2p5

Ganha 1 eletrão Ano letivo 2016/2017 |

−

F : 1s2 2s2 2p6 Prof. Isabel Reis

Configuração igual ao Ne

60

Caráter metálico – facilidade que um elemento tem para ceder eletrões.

• Aumenta ao longo do grupo • Diminui ao longo do período • Inversamente proporcional à 1ª energia de ionização Ano letivo 2016/2017 |

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61

Caráter não metálico – facilidade que um elemento tem para captar eletrões.

• Diminui ao longo do grupo • Aumenta ao longo do período • Diretamente proporcional à 1ª energia de ionização Ano letivo 2016/2017 |

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62

Situação especial do hidrogénio H

Geralmente integrado no grupo 1 devido à configuração eletrónica semelhante à dos metais alcalinos (mas não tem propriedades semelhantes a estes elementos).

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63

Raio atómico e raio iónico

Comparação do raio do átomo de sódio (raio atómico) com o raio do respetivo catião (raio iónico).

Os catiões apresentam raios menores do que os raios dos respetivos átomos.

rátomo > rcatião Ano letivo 2016/2017 |

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64

Comparação do raio do átomo de cloro (raio atómico) com o raio do respetivo anião (raio iónico).

Os aniões apresentam raios maiores do que os raios dos respetivos átomos.

rátomo < ranião Ano letivo 2016/2017 |

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65

Comparação dos raios de partículas isoeletrónicas

Átomos e iões com o mesmo número de eletrões e, portanto, a mesma configuração eletrónica, são chamados partículas isoeletrónicas. −

2 2s2 2p6 F : 1s 9

+

11Na

: 1s2 2s2 2p6

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66

O2-

F-

Na+

Mg2+

N.º de eletrões

10

10

10

10

Carga nuclear

+8

+9

+ 11

+ 12

Raio iónico/pm

140

133

99

57

Quando se comparam partículas isoeletrónicas, quanto maior

for a carga nuclear, maior será a atração entre o núcleo e os eletrões, sendo menor o raio iónico.

Ano letivo 2016/2017 |

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67