1.3. TABELA PERIÓDICA
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EVOLUÇÃO HISTÓRICA DA TABELA PERIÓDICA
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(International Union of Pure and Applied Chemistry)
Atualmente, os grupos os grupos estão identificados com a numeração de 1 a 18. Ano letivo 2016/2017 |
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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). Ano letivo 2016/2017 |
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ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA A Tabela Periódica possui os elementos químicos organizados em 18 grupos (colunas) e 7 períodos (linhas).
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Gases nobres
Halogéneos
Calcogéneos
Metais alcalinoterrosos
Períodos
Metais alcalinos
Grupos
Alguns grupos, ou famílias, são conhecidos por designações específicas:
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Metais e nĂŁo metais
Metais
NĂŁo metais Semimetais
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Blocos
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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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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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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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Elementos representativos
Elementos de transição
Elementos de transição interna
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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. Ano letivo 2016/2017 |
O período em que se situa cada um dos elementos é dado pelo número do maior nível de energia preenchido ou em preenchimento. Prof. Isabel Reis
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• 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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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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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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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). Ano letivo 2016/2017 |
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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. Ano letivo 2016/2017 |
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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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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. Ano letivo 2016/2017 |
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Raio atómico: variação ao longo do grupo e do período
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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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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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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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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. Ano letivo 2016/2017 |
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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. Ano letivo 2016/2017 |
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Variação da energia de ionização (em kJ mol–1) ao longo dos grupos e dos períodos da Tabela Periódica. Ano letivo 2016/2017 |
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Energia de ionização: variação ao longo do grupo e do período
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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). Ano letivo 2016/2017 |
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Variação da energia de ionização com o número atómico (Z) ao longo de vários períodos
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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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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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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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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. Ano letivo 2016/2017 |
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Propriedades físicas das substâncias metálicas e não metálicas
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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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
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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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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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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). Ano letivo 2016/2017 |
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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.
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