HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA

(1)

AULA 4

1. HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA 2. ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS

QUÍMICOS NA TABELA PERIÓDICA 3. CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS

QUÍMICOS NA TABELA PERIÓDICA 4. PROPRIEDADES PERIÓDICAS DA TABELA

PERIÓDICA CURSO

LICENCIATURA EM EDUCAÇÃO DO CAMPO –CIÊNCIAS DA NATUREZA

DISCIPLINA

CONSTRUINDO CONHECIMENTOS DE QUÍMICA PARA O ENSINO FUNDAMENTAL

PROF. Dr. José Vicente Lima Robaina

Dom Pedrito/2015

HISTÓRIA DA TABELA

PERIÓDICA

CURSO

DISCIPLINA

(2)

TABELA PERIÓDICA

LINKS INTERESSANTES PARA

VISUALIZAR CONTEÚDOS SOBRE

TABELA PERIÓDICA

—

http://pt.wikipedia.org/wiki/Tabela_peri%

C3%B3dica

—

http://www.cdcc.usp.br/quimica/tabela_a

pres.html

O início...

—

O que os Químicos queriam?

–Organizar os elementos químicos de maneira que suas semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais evidentes.

(3)

Johann W. Dobereiner (1829)

(O Primeiro Modelode Tabela Periódica)

— A massa atômica do elemento central da tríade era a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membro.

— Muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades.

— Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.

Cálcio

Estrôncio

Bário

40

88

>>>

(40 + 137)/2 = 88,5

137 1817 - Lei das tríades de Döbereiner

Tríades Dohereiner

Germain Henry Ivanovitch Hess (1849)

(O Segundo Modelo de Tabela Periódica)

— O cientista sueco publicou no seu manual Fundamentos

da Química Pura uma

classificação de quatro grupos de elementos (não-metais) com propriedades químicas semelhantes (tabela ao lado).

Iodo Telúrio Carbono Nitrogênio

Bromo Selênio Boro Fósforo

Cloro Enxofre Silício Arsênio

Flúor Oxigênio

Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862) (O Terceiro Modelo de Tabela Periódica)

— O químico e geólogo

francês propôs um

sistema denominado

“parafuso telúrico.” — colocou 16 elementos em

ordem crescente de massa

atômica, de modo a

posicionar os elementos

com propriedades

semelhantes um por baixo do outro na geratriz do cilindro.

(4)

John A.R. Newlands (1864)

(

O

Quarto Modelo

de Tabela Periódica)

— Sugeriu que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, na ordem crescente de suas massas atômicas. — Colocou o elemento lítio,

sódio e potássio juntos. — A idéia de Newlands foi

ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical.

Lei das Oitavas de Newlands

1817 - Tríades Dohereiner

1862 - Parafuso Telúrico de De Chancourtois 1864 - Lei das Oitavas de Newlands 1869 - D. F. Mendeleiev:

- ordem crescente de massa atômica - propriedades químicas semelhantes - Te e I ; "Ekas" nos espaços vazios

HISTÓRICO

1913 - Lei da Periodicidade de Moseley:

(5)

HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA

(6)

HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA

(7)

HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA

ORGANIZAÇÃO DOS

ELEMENTOS QUÍMICOS

NA

TABELA PERIÓDICA

CURSO

DISCIPLINA

(8)

u

"As propriedades físicas e químicas

dos

elementos,

são

funções

periódicas

de

seus

números

atômicos".

u

Na

tabela,

os

elementos

estão

arranjados

horizontalmente,

em

seqüência numérica, de acordo com

seus números atômicos, resultando o

aparecimento

de

sete

linhas

horizontais

(ou

períodos).

Lei Periódica

Elementos Químicos

u Os elementos químicos são representados por letras

maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula.

u Os Símbolos são de origem latina:

u

Português

Latim

Símbolo

u

Sódio

Natrium

Na

u

Potássio

Kalium

K

u

Enxofre

Sulphur

S

u

Fósforo Phosphurus

P

u

Ouro

Aurum

Au

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1869)

Foi proposta por Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) que organizada os elementos em linhas verticais, os grupos ou famílias.

Em 1869, enquanto escrevia seu livro de

química inorgânica, organizou os

(9)

O PRINCÍPIO...

Dos atuais118 elementos químicos conhecidos,cerca de 60 já haviam sido isolados e estudados em1869,quando o químico russo Dmitri Mendeleyev se destacou na organização metódica desses elementos.

A tabela periódica de Mendeleyev:

Os espaços marcados representam elementos que Mendeleyev deduziu existirem mas que ainda não haviam sido descobertos àquela

época.

—Mendeleev criou uma carta para cada um dos

63 elementos conhecidos. Cada carta

continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas.

A solução foi encontrada quando ele dispôs os cartões em ordem crescente da massa atômica.

—A tabela periódica de Mendeleyev exibia

semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal.

—Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel

(10)

PERÍODOS

São as LINHAS HORIZONTAIS da tabela periódica

Série dos Lantanídios

Série dos Actinídios 1º Período

2º Período 3º Período 4º Período 5º Período 6º Período 7º Período

6º Período

7º Período

Na tabela atual, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico, originando na horizontal os períodos, e na vertical (em coluna), as famíliasou grupos.

Família (ou grupo)

1º período (ou série)

Série dos Lantanídeos

(11)

Organização da Tabela Periódica

Famílias ou grupos

•A tabela atual é constituída por18 famílias. Cada uma delas agrupa elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de apresentarem a mesma configuração eletrônica na camada de valência.

1

2 _s

1

3 _s

Família IA

= todos os elementos apresentam

1 elétron na camada de valência.

6

2 _p

2

2 _s

2

1 _s

11

Na

2

1 _s

3

Li

-•

Existem,

atualmente,

duas

maneiras

de

identificar as famílias ou grupos. A mais

comum

é

indicar

cada

família

por

um

algarismo romano

, seguido de letras

A e B

, por

exemplo,

IA, IIA, VB

. Essas letras

A e B

indicam a posição do elétron mais energético

nos subníveis.

• No final da década passada, a IUPAC propôs

outra maneira: as

famílias

seriam indicadas

por algarismos arábicos de

1 a 18

,

eliminando-se as letras A e B.

Os

elementos

que

constituem

essas

famílias

são

denominados

elementos

representativos

, e seus elétrons mais

energéticos estão situados em subníveis

s ou p.

Nas famílias A, o número da família

indica

a quantidade de

elétrons

na

(12)

Família ou grupo

Nº de elétrons na camada de valência

Distribuição eletrônica da camada de valência

Nome

IA 1 ns¹ Metais alcalinos

IIA 2

ns² Metais alcalinos terrosos

IIIA 3 ns² np¹ Família do boro

IVA 4 ns² np² Família do carbono

VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio

VIA 6 ns² np4 Calcogênios

VIIA 7 ns² np5 Halogênios

VIIIA ou

O 8

ns² np6 Gases nobres

A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que determinemos sua localização na tabela.

Localização dos elementos nas Famílias A

Exemplo: Sódio(Na) –Z = 11

1s²2s²2p6_3s¹

Período: 3º

Família: 1A –Metais Alcalinos

Localização dos elementos nas Famílias B

Os elementos dessas famílias são denominados genericamenteelementos de transição.

Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais energético emsubníveis d.

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB

1

d

2

d

3

d

4

d

5

d

6

d

7

d

8

d

9

d

10

Exemplo: Ferro (Fe) / Z =

26 1s²2s²2p6_3s²3p6_4s²3d6

(13)

O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela periódica.

CLASSIFICAÇÃO

DOS

ELEMENTOS QUÍMICOS

DA

TABELA PERIÓDICA

CURSO

DISCIPLINA

(14)

§Apresentam brilhoquando polidos;

§Sob temperatura ambiente, apresentam-se noestado sólido, a única

exceção é o mercúrio, um metal líquido;

§São bons condutores de calor e eletricidade;

§São resistentes maleáveis e dúcteis.

§Existem nos estadossólidos(iodo, enxofre, fósforo, carbono) egasoso (nitrogênio, oxigênio, flúor);a exceção é o bromo, um não-metal líquido;

§não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de diamante;

§não conduzem bem o calor a eletricidade, com exceção do carbono sob a forma de grafite;

§Geralmente possuem mais de 4 elétrons na última camada eletrônica, o que lhes dá tendência a ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos (ânions)

(15)

Semi-metaissão elementos com propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais, estes também chamados de ametais ou metalóides.

Em geral, osemi-metal, é sólido, quebradiço e brilhante. Funciona como isolante elétrico à temperatura ambiente, mas torna-se igual aos metais como condutor elétrico, se aquecido, ou quando se inserem certos elementos nos interstícios de sua estrutura cristalina.

§Elementos químicos que dificilmente se combinam com outros elementos –

hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio.

§Possuem a última camada eletrônica completa, ou seja, 8 elétrons. A única exceção é o hélio, que possui uma única camada, a camada K, que está completa com 2 elétrons.

(16)

Teoria do Octeto

A Teoria do Octeto determina que os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua

camada de valência com oito elétrons, ou 2, se for a primeira. Sendo assim, o átomo é considerado estável quando apresentar 8 elétrons em sua última camada da

eletrosfera.

Na tentativa de atingir a estabilidade sugerida pela Regra do Octeto, cada elemento precisa ganhar ou perder (compartilhar) elétronsnas ligações químicas, como no exemplo a seguir:

Ligação de Sódio (Na) e Cloro (Cl): o átomo de sódio doa um elétron para o átomo de Cloro.

(17)

Vamos observar o seguinte:

• O átomo de Sódio doa um elétron para o átomo de Cloro;

•Forma-se oíon Na+ _{com oito elétrons na camada de}

valência (última camada da eletrosfera);

•O íon de cloro aparece com uma carga negativa (Cl-_),

indicando que recebeu um elétron e atingiu a estabilidade.

•

Segundo a

Teoria do Octeto

, as

moléculas

ou íons tendem a ser mais estáveis

quando

a camada de elétrons externa de cada um

dos seus átomos está preenchida com a

configuração de um

gás nobre (oito

elétrons).

Essa teoria explica porque os

elementos sempre formam ligações: para

atingirem a estabilidade.

Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO

é estávele é aplicada principalmente

para os elementos do subgrupo A (representativos)

da tabela periódica

H (Z = 1)

He (Z = 2)

F (Z = 9)

Ne (Z = 10)

Na (Z = 11) 1s1 1s2 2s2 3s1 2p5 INSTÁVEL 1s2

2s2 _2p6

1s2

2s2 _2p6

1s2

ESTÁVEL

INSTÁVEL

ESTÁVEL

(18)

Para cada uma das afirmativas abaixo, julgue

verdadeirooufalsojustificandotodosos itens: I - O elemento químico de número atômico 30 tem 3 elétrons de valência.

II - Na configuração eletrônica do elemento químico com número atômico 26 há 6 elétrons no subnível 3d. III–3s2_3p3_{corresponde a configuração eletrônica dos}

elétrons de valência do elemento químico de número atômico 35.

IV - Na configuração eletrônica do elemento químico de número atômico 21 há 4 níveis energéticos.

Questão 01

•Os átomos dos elementos doprimeiro grupo(grupo dos metais alcalinos) têmum elétron de valência(isto é, um elétron no último nível de energia preenchido). Por isso, têm tendência a formaríons monopositivos.

•Os átomos dos elementos dosegundo grupopossuem dois elétrons de valência, pelo que, originam íons dipositivos.

•Os átomos dos elementos do grupo 16, apresentam seis elétrons de valência, pelo que dão origem aíons dinegativos(íons com duas cargas negativas).

Então...

•Os átomos que pertencem aogrupo 17 (família dos halogéneos) têmsete elétrons de valência, pelo que originamíons mononegativos.

(19)

APLICAÇÕES DE DIFERENTES

ELEMENTOS QUÍMICOS

Períodos ou Séries

u São as filas horizontais da tabela periódica. u São em número de 7 e indicam o número de

níveis ou camadas preenchidas com elétrons.

K L M N O P Q

P Q

1

2 13 14 15 16 17

18

Metais Alcalinos Metais Alcalinos

-TERROSOS

GRUPO DO BORO GRUPO DO CARBONO GRUPO DO NITROGÊNIO

CALCOGÊNIOS HALOGÊNIOS

GASES NOBRES

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

(20)

METAIS

- Eletropositivos

-Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm);

-Brilho característico; - Dúcteis (fios); - Maleáveis (lâminas);

- São bons condutores de calor e eletricidade.

-Eletronegativos;

-Quebradiços;

-Opacos;

-Formam Compostos Covalentes (moleculares); - São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono).

AMETAIS OU NÃO METAIS

-Foram Moléculas Monoatômicas;

-São Inertes Mas Podem Fazer Ligações apesar da estabilidade (em condições especiais);

(21)

Resumo

Metais

Ametais

Gases nobres

1 - São elementos líquidos: Hg e Br;

2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H; 3 - Os demais são sólidos;

4 - Chamam-se cisurânicosos elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm)

5 - Chamam-setransurânicosos elementos artificiais de Z maior que 92:são todos artificiais;

6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante,

todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos.

NOTAS

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

DA TABELA PERIÓDICA

CURSO

DISCIPLINA

(22)

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

Eletronegatividade Eletropositividade Potencial de ionização

Raio atômico Volume Atômico

Eletroafinidade Densidade Ponto de Fusão e Ebulição

Reatividade

B C N O F Cl Br I H

Fr

ELETRONEGATIVIDADE

É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais).

Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres.

Eletropositividade ou caráter metálico

Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres. Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois uma de suas características é a grande capacidade de perder elétrons.

Entre o tamanho do átomo e sua

(23)

F H

Li Na K Rb Cs

Fr

ELETROPOSITIVIDADE OU CARÁTER METÁLICO

É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais), originando um cátion.

Energia ou Potencial de Ionização

• É a energia necessária para remover um ou mais

elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.

• A remoção do primeiro elétron, que é o mais

afastado do núcleo, requer uma quantidade de

energia denominada primeira energia de ionização

(1ª E.I.) e assim sucessivamente.

• De maneira geral podemos relacionar a energia de

ionização com o tamanho do átomo, pois quanto

maior for o raio atômico, mais fácil será remover o

elétron mais afastado (ou externo), visto que a força

de atração núcleo-elétron será menor.

He Ne Ar Kr Xe Rn H

Fr

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO

(24)

RAIO ATÔMICO

Números de prótons ( número atômico Z ): o átomo que apresentar o maior número de prótons exerce uma maior atração sobre os seus elétrons, o que ocasiona uma diminuição do seu tamanho (atração núcleo-elétron).

Raio iônicopara íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o de menor número atômico será o maior, pois apresenta menor atração entre o núcleo e os elétrons.

8O2- > 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+

He H

Li Na K Rb Cs

Fr

RAIO ATÔMICO

É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres.

Volume atômico

(25)

Eletronegatividade

•É a forca de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.

•A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração tem uma relação com o RAIO ATÔMICO.

•Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. Também não é definida para os gases nobres.

H

Fr

ELETROAFINIDADE

É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases. Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica. Essa propriedade não é definida para os gases nobres.

Nobres.

Densidade

Num período:

A densidade cresce das extremidades para o centro

Numa família:

A densidade cresce de cima para baixo.

(26)

É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de cima para baixo.

DENSIDADE

Os Ir

Ponto de fusão (PF)

e

Ponto de ebulição (PE)

•PONTO DE FUSÃO- É temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido.

•PONTO DE EBULIÇÃO - É temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso.

•Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos), IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da tabela. De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores PF e PE estão situados na parte inferior.

Ponto de fusão (PF) e

Ponto de ebulição (PE)

—Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE

(27)

Reatividade

•A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons.

•Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade.

Pela figura podemos observar que:

a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr) b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).

Reatividade

He

Ne Ar Kr Xe Rn H

B CN O F Cl Br I Li

Na K Rb Cs

Fr

RESUMO DAS PROPRIEDADES

Eletronegatividade; Potencial de ionização; Eletroafinidade.