ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 1
Química
DUARDO FLEURY MORTIMER
ATOMÍSTICA
MÓDULO 03
MODELOS ATÔMICOS
Demócrito
Por volta de 400 anos antes de Cristo o filósofo grego Demócrito sugeriu que a matéria não é contínua, isto é, ela é feita de minúsculas partículas indivisíveis.
Essas partículas foram chamadas de átomos.
Dalton
Modelou o átomo como esférico e maciço.
Os átomos são partículas finitas e unitárias, átomos diferentes apresentam massas diferentes.
Modelo da Bola de Bilhar
Thomson
Em 1897, o físico inglês J.J.Thomson demonstrou que os raios catódicos podiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas que foram chamadas de elétrons. A atribuição da carga negativa foi arbitrária.
Em 1898, Thomson apresentou o seu modelo atômico: uma esfera de carga positiva na qual as cargas negativas estariam coladas na esfera.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 2 Modelo do Pudim de Passas
Rutherford
Em 1911, Rutherford bombardeou uma lamina metálica delgada com um feixe de partículas alfa. Estas partículas eram positivas. A maior parte das
partículas atravessava a lamina metálica sem sofrer desvio detectável, algumas partículas atravessavam sofrendo desvio e um número infímo de partículas refletiam.
Modelo de Rutherford é o modelo planetário, no qual os elétrons descrevem um movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas se movem ao redor do sol.
Experiência de Rutherford
Modelo Nucleado
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 3
• átomo é dividido em duas regiões núcleo e eletrosfera, no núcleo encontramos os prótons e os nêutrons, na eletrosfera encontramos os elétrons.
• os prótons apresentam carga positiva, os elétrons apresentam carga negativa e os nêutrons apresenta carga nula.
• a massa de um próton e de um nêutron equivalem a 1 u.m.a enquanto a massa do elétron é 1836 vezes menor que a massa do próton ou nêutron.
Modelo de Bohr
Modelo planetário de Rutherford apresenta duas falhas:
• uma carga negativa colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiral até colidir com ela.
• essa carga perde energia emitindo radiação.
Em 1913, o dinamarquês Niels Bohr propôs uma idéia que modificou o modelo planetário de Rutherford.
a) Um elétron só pode ter certas energias específicas, e cada uma destas energias corresponde a uma órbita particular. Quanto mais afastado do núcleo maior a energia do elétron.
b) Se o elétron receber energia ele pula para uma órbita mais afastada do núcleo.
c) Como esta órbita não é natural ele tende a retornar para sua órbita de maior estabilidade, assim sendo, ocorre liberação de energia.
d) A energia absorvida pelo elétron recebe o nome de “Quântum” , a energia liberada pelo elétron recebe o nome de “Fóton” .
Modelo de Sommerfeld
Postulou a existência de órbitas não só circulares mas também elípticas.
Pelo princípio da incerteza é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron simultaneamente, por isso foi criada a teoria de orbitais.
Orbital: é a região no átomo com a máxima probabilidade de se encontrar um elétron.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 4 Obs: O nêutron só foi descoberto em 1932 por Chadwick.
CRONOLOGIA
450 a.C. - Leucipo
A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.
400 a.C. - Demócrito
Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
60 a.C. - Lucrécio
Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.
1661 - Boyle
Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.
1808 - Dalton
Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.
1834 - Faraday
Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.
1859
Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.
1874 - Stoney
Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.
1879 - Crookes
Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.
1886 - Goldstein
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 5 Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado.
Descoberta dos raios canais ou positivos.
1891 - Stoney
Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.
1895 - Röentgen
Descoberta dos raios X.
1896 - Becquerel
Descoberta da radioatividade.
1897 - Thomson
Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.
1898 - Casal Curie
Descoberta do polônio e do rádio.
1900 - Max Planck
Teoria dos quanta.
1905 - Einstein
Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
1909 - Millikan
Determinação da carga do elétron.
1911 - Rutherford
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga.
Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.
1913 - Bohr
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 6 Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).
1916 - Sommerfeld
Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.
1920 - Rutherford
Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.
1924 - De Broglie
Modelo da partícula-onda para o elétron.
1926 - Heisenberg Princípio da incerteza.
1927 - Schrödinger
Equação de função de onda para o elétron.
1932 - Chadwick Descoberta do nêutron.
NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE NÊUTRONS E NÚMERO DE MASSA Número Atômico ( Z )
É o número de prótons existente no núcleo de um átomo.
Em um átomo no estado natural o número de partículas positivas é igual ao número de partículas negativas. Então:
Número de nêutrons ( n )
É o número de nêutrons existente no núcleo do átomo.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 7 Número de massa ( A )
É a soma do número de prótons (Z) com o número de nêutrons (n), representa a massa de um átomo, também chamada de massa atômica.
Elemento Químico
É o conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z).
Um elemento químico só depende da carga nuclear, ou seja do número atômico, assim sendo, podemos ter átomos de elementos químicos diferentes com o mesmo número de massa, podemos ter átomos de elementos químicos diferentes com mesmo número de nêutrons, mas jamais teremos átomos de elementos químicos diferentes com o mesmo número atômico.
Representação:
ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS Isótopos
São átomos de um mesmo elemento químico e que apresentam diferentes números de massa e diferentes números de nêutrons, ou seja são átomos de mesmo número atômico e diferentes números de massa.
6C12 6C13 6C14 Isótopos do carbono
8O16 8 O 17 8O18 Isótopos do oxigênio
1H1 1H2 1H3 Isótopos do hidrogênio prótio deutério trítio
Isóbaros
São átomos de elementos químicos diferentes, mas com o mesmo número de massa.
20Ca40 18Ar40 Isótonos
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 8 São átomos de elementos químicos diferentes, mas com o mesmo número de nêutrons.
5B11 6C12 Isoeletrônicos
São átomos ou íons que apresentam o mesmo número de elétrons.
12Mg2+ 11Na1+ 10Ne 9F1- 7N3-
OBS: Íons são átomos em desequilíbrio elétrico, onde o número de prótons é diferente do número de elétrons.
- Cátions: são íons positivos, ou seja, que perderam elétrons.
- Ânions: são íons negativos, ou seja, que ganharam elétrons.
NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA Níveis de energia
A eletrosfera do átomo está dividida em 7 regiões denominadas de níveis de energia ou camadas eletrônicas.
São as camadas K, L, M, N, O, P, Q, representadas pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 denominados de número quântico principal e representados pela letra n.
Número máximo de elétrons em cada camada é calculado pela equação e = 2.n2 , assim sendo teríamos:
K(2), L(8), M(18), N(32), O(50), P(72), Q(98), mas para os 112 elementos químicos existentes temos:
K(2), L(8), M(18), N(32), O(32), P(18), Q(8), que são os valores usados para os elementos existentes.
Subníveis de energia
Existem 7 subníveis de energia que estão dentro das camadas, seriam os subníveis s, p, d, f, g, h, i , mas para os 112 elementos existentes não são ocupados todos os subníveis de energia e sim somente quatro s, p, d, f que são representados pela letra l que significa número quântico secundário e são números que vão de 0 a 3, ou seja, 0, 1, 2, 3 para os subníveis s, p, d, f , cada subnível comporta um número máximo de elétrons s(2), p(6), d(10) e f(14).
Configuração eletrônica
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 9 Diagrama de Linus Pauling
1) K (2) 1s2 2) L (8) 2s2 2p6
3) M (18) 3s2 3p6 3d10 4) N (32) 4s2 4p6 4d10 4f14 5) O (32) 5s2 5p6 5d10 5f14 6) P (18) 6s2 6p6 6d10 7) Q (8) 7s2 7p6
Do diagrama de Pauling obtemos a ordem correta de distribuição dos elétrons na eletrosfera, é chamada de ordem energética.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Ordem de energia
Camada de Valência ( CV )
É a camada de maior número quântico principal do átomo, é a camada mais externa do átomo.
Elétrons da camada de valência ( ecv )
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 10 É a soma de todos os elétrons da camada de valência do átomo.
Subnível mais energético ( SE )
É o ultimo da configuração eletrônica em ordem energética, também chamado de elétron de diferenciação.
Ordem energética
É a distribuição por subníveis, seguindo as diagonais do diagrama de Pauling.
Ordem geométrica
É a distribuição por camadas eletrônicas.
K(2) L(8) M(18) N(7)
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 11 A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA
Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo.
"O fósforo (P).
Primeiro elemento a ser descoberto.
Ponto de partida para a construção da tabela periódica".
Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.
A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais.
Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 12
Cloro, bromo e iôdo;
A tríade da primeira tentativa.
Um começo sem muito sucesso.
As primeiras tentativas
A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química.
Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos.
Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara.
Os elementos cloro, bromo e iôdo, que tinham propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas.
Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes.
A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.
A segunda tentativa
Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas.
Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society).
Nenhuma regra numérica, foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas.
A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 13 A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, pôr Dimitri Ivanovich Mendeleev.
"Lítio, potássio e sódio;
pela primeira vez, juntos no modelo das oitavas de Newlands.
A segunda tentativa frustrada e impedida de ser publicada."
A Tabela Periódica, segundo Mendeleev
Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 –1907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861.
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. 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. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou- se então a tabela periódica.
A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 14
"Mendeleev, o pai da tabela periódica.
Através dos seus estudos, foi possível desenvolver o modelo atual da tabela."
A descoberta do número atômico
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.
Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada no
número atômico dos elementos.
A tabela atual se difere bastante da de Mendeleef. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.
"Henry Moseley.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 15
Um passo importante na história da evolução da tabela periódica"
As últimas modificações
A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.
O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.
Entendendo a Tabela Periódica
A tabela periódica mostra a semelhança entre dois ou mais elementos. Se observarmos as propriedades dos elementos, notamos a semelhança entre algumas. Essas semelhanças se repetem em intervalos, sempre relacionados ao número atômico.
Observe o grupo 2 da tabela periódica:
No
atômico Elemento Configuração eletrônica
4 Be [He].2s2
12 Mg [Ne].3s2
20 Ca [Ar].4s2
38 Sr [Kr].5s2
56 Ba [Xe].6s2
88 Ra [Rn].7s2
Temos no grupo 2 a unidade de repetição s2 em intervalos regulares (intervalos periódicos), à medida que o número atômico dos elementos vai aumentando.
Podemos observar que as configurações eletrônicas desses elementos são semelhantes, o que os leva a serem quimicamente semelhantes.
A Lei Periódica
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos".
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 16 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).
Cada período, à exceção do primeiro, começa com um metal e termina com um gás nobre. Os períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32 elementos no mais longo.
São formadas as linhas verticais dos elementos pelas estruturas similares da camada externa (como no exemplo do grupo 2). Estas colunas são denominadas grupos. Em alguns deles, os elementos estão relacionados tão intimamente em suas propriedades, que são denominados de famílias (o grupo 2 é a família dos metais alcalinos terrosos).
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 17 A Tabela Periódica
Os Períodos
Os Grupos
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 18 Os Metalóides e o Hidrogênio
Os Metalóides (ou Semi-Metais)
A diagonal de elementos, que se inicia no boro (grupo 13), passando pelo silício (grupo 14), germânio (grupo 14), arsênio (grupo 15), antimônio (grupo 15), telúrio (grupo 16) e polônio (grupo 16); separa os elementos a direita em não-metais, e a esquerda em os metálicos.
Os elementos pertencentes a diagonal são os metalóides, que apresentam propriedades de metais e de não-metais.
Hidrogênio
Alguns autores, consideram a sua posição, como pertencendo ao grupo 1, por apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos. Outros, colocaram- no como se pertence-se ao grupo 17, devido a formação do íon H+ (hidretos).
O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas, não estando situado em nenhum grupo.
Elementos Representativos
Os grupos 1 e 2
Grupo 1 – Hidrogênio e Metais alcalinos
(Hidrogênio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio)
Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela configuração eletrônica da camada de valência, ns1. Todos ocorrem como íons +1.
Com exceção do hidrogênio, todos são metais e não são encontrados livres na natureza. Reagem com quase todos os metais.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 19 Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com a água, formando hidróxidos (MOH, M=metal alcalino), chamados comumente de álcali.
Os átomos de hidrogênio são os mais simples, de todos os elementos químicos.
Ele é formado por duas partículas sub-atômicas: um próton e um elétron.
Apesar de possuir a mesma configuração eletrônica da camada de valência dos elementos do grupo 1, ns1, o hidrogênio é um não metal. No estado elementar é encontrado como moléculas diatômicas (H2).
Grupo 2 – Metais alcalinos terrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio)
Os elementos do grupo 2 são caracterizados pela configuração eletrônica da camada de valência ns2. Onde n é o número quântico principal (número do período); formam compostos no estado de oxidação +2, como por exemplo o óxido de cálcio – CaO.
O termo "terrosos" no nome do grupo é da época da alquimia, onde os alquimistas medievais, chamavam as substâncias que não se fundiam e não sofriam transformações com o calor (com os meios de aquecimento da época), de "terrosos".
Esses elementos, são metais e apresentam uma alta reatividade para ocorrerem livres na natureza. Ocorrem sob a forma de compostos, como cátions +2.
Grupos 13, 14 e 15
Grupo 13 - Família do Boro (boro, alumínio, gálio, indio e tálio)
O grupo 13 é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros possuem a configuração da camada de valência, ns2 np1, podemos esperar um número de oxidação +3 para seus elementos. Com exceção do boro, que é um metalóide, todos os elementos do grupo são metais.
Grupo 14 - Família do carbono (carbono, silício, germânio, estanho e chumbo)
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 20 Os elementos do grupo 14 são caracterizados pela configuração da camada de valência ns2 np2. Tem como primeiro elemento, o carbono, o mais importante elemento para os seres vivos, seguido pelo silício, que é um dos elementos
fundamentais para a tecnologia moderna.
O carbono é o único elemento da tabela periódica que forma mais de 1.000.000 de compostos e tem seu próprio ramo da química, a chamada química orgânica.
O carbono é distintamente um não metal, silício e germânio são metalóides e estanho e chumbo são metais.
Grupo 15 - Família do Nitrogênio (nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np3 da sua camada de valência. Esta configuração dá aos elementos, uma variação no número de oxidação de -3 à +5.
O nitrogênio e o fósforo são não-metais, o arsênio é um metalóide e o antimônio e o bismuto são metais.
Grupos 16, 17 e 18
Grupo 16 - Família do Oxigênio (oxigênio, enxôfre, selênio, telúrio e polônio) Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np4 da sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos com metais e com hidrogênio quando o número de oxidação é –2.
Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos do grupo formam compostos com outros elementos do seu prórpio grupo, ou com os elementos do grupo 17, os halogênios.
Grupo 17 – Halogênios (Flúor, cloro, bromo, iodo e astato)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np5 da sua camada de valência. Seus elementos são chamados de halogênios. Mostra uma regularidade nas propriedades físicas, na eletronegatividade, e nos raios atômicos e iônicos.
O fúor possui algumas propriedades anômalas, tais como: a sua força como agente oxidante e a baixa solubilidade da maioria dos fluoretos.
Grupo 18 - Gases Nobres (Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenômio e radônio)
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 21 Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np6 da sua camada mais externa. Têm a camada externa totalmente preenchida de elétrons. Isso os torna elementos quimicamente inertes.
Estes elementos são encontrados na natureza como gases monoatômicos, não reativos.
Entretanto, o primeiro composto do gás nobre (tetrafluoreto de xenômio – XeF4), foi produzido a partir de uma mistura de xenônio com fluor, em temperatura elevada. O radônio (Rn) é um gás radioativo.
Os Metais de Transição e os Transférmicos
Grupos 3 à 12 – Os Elementos de Transição
O grande bloco dos elementos da parte central da tabela periódica, é uma ponte entre os elementos do bloco s (grupos 1 e 2) e os elementos do bloco p (grupos 13 à 18).
As três primeiras linhas (Sc à Zn, Y à Cd e La à Hg), são geralmente chamados de elementos de transição ou metais de transição.
Todos esses elementos possuem o subnível d, entre seus elétrons de valência, por isso também chamados de "elementos do bloco d".
Os elementos colocados na tabela periódica entre o lantânio (La) e o háfnio, e entre o actíneo e o elemento 112 são chamados de lantanídeos (série dos lantanídeos) e actinídeos (série dos actinídeos), respectivamente. Todos esses elementos possuem o subnível f, entre seus elétrons de valência, por isso também chamados de "elementos do bloco f".
Os Transférmicos
Os elementos conhecidos à partir do 101 até o 112, chamados de "elementos transférmicos" (devido ao férmio, elemento de número atômico 100), tiveram seus nomes revisados em fevereiro de 1997, pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Esses elementos não ocorrem na natureza, foram produzidos artificialmente, em laboratórios, usando reações nucleares controladas.
Resumo da Tabela Periódica
A tabela periódica moderna está dividida em 7 linhas denominadas de períodos e 18 colunas que formam 16 grupos pois o grupo 8B da tabela periódica engloba 3 colunas. Os elementos foram distribuídos em ordem crescente de número atômico.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 22 Atualmente existem 115 elementos na tabela sendo que a maioria são naturais e alguns são artificiais. Outros elementos podem vir a ser descobertos e com certeza os números atômicos serão 116, 117 e assim por diante.
Elementos Representativos e de Transição
Um elemento representativo é um elemento de grupo A e seu subnível mais energético coincide com a sua camada de valência. Os elementos representativos apresentam subníveis completos nas camadas internas, como regra os elementos representativos sempre terminam em subníveis s ou p.
Um elemento de transição vai apresentar subnível nas camadas internas incompleto e o subnível mais energético não coincide com a camada de valência.
Os elementos de transição podem se dividir em dois grupos transição externa (simples) que apresentam subnível d incompleto na penultima camada, transição interna apresentam subnível f na antipenultima camada. Como regra os átomos que terminarem em d são de transição externa e os átomos que terminarem em f são de transição interna.
Ordem energética
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 Exemplo:
Ca (Z=20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 elemento: Representativo
Co (Z=27) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
elemento: transição externa (simples)
O (Z=6) 1s2 2s2 2p4 elemento: representativo
La (Z=57) 1s22s22p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1 elemento: transição interna
Localização de um Elemento no Período
O período de um elemento na tabela periódica está relacionado a camada de valência deste elemento.
Assim:
Na (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1 3º período Ca (Z=20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4º período
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 23 Al (Z=13) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3º período
C (Z=6) 1s2 2s2 2p2 2º período Se (Z=34) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 4º período I (Z=53) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 5º período Fe (Z=26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 3º período
Localização no Grupo para Elementos Representativos
Para os elementos representativos o grupo esta relacionado com o números de elétrons da camada de valência.
Assim:
K (Z=19) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 grupo: 1A Mg (Z=12) 1s2 2s2 2p6 3s2 grupo: 2A Al (Z=13) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 grupo: 3A C (Z=6) 1s2 2s2 2p2 grupo: 4A P (Z=15) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 grupo: 5A Se (Z=34) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 grupo: 6A Br (Z=35) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 grupo: 7A Ar (Z=18) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 grupo: 8A
Obs: O grupo 8A é também denominado de grupo 0 e corresponde ao grupo dos gases nobres, que apresenta o hélio (He) como exceção, pois este apresenta dois elétrons na camada de valência. Esta regra só é verificada para elementos representativos.
He (Z=2) 1s2 2 e.c.v. , porém está no grupo dos gases nobres, ou seja, grupo 8A.
Classificação quanto à tendência a perder
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 24 ou receber elétrons
Metal: São os átomos que em uma ligação química tendem a perder elétrons para ficarem estáveis, estão localizados a esquerda da tabela periódica com exceção do hidrogênio que é um não metal.
Não metal: São os átomos que para ficarem estáveis tendem a receber elétrons, estão localizados a direita da tabela periódica.
Semimetais: São os átomos que para ficarem estáveis tanto podem perder elétrons como podem ganhar elétrons, pertencem a este grupo o boro, silício, germânio, arsênio, antimônio, telúrio e polônio, que formam uma diagonal na tabela que separa os metais dos não metais.
Gases Nobres: São os átomos que não perdem e nem ganham elétrons pois já são estáveis, corresponde ao grupo 8A da tabela periódica.
Principais grupos da tabela periódica Grupo 1A (1) metais alcalinos
Grupo 2A (2) metais alcalinos terrosos Grupo 6A (16) calcogênios
Grupo 7A (17) halogênios
Grupo 8A ou 0 (18) gases nobres
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 25 Propriedades Periódicas
As propriedades periódicas dos elementos químicos são as características que eles possuem.
Note que os elementos químicos da tabela periódica tem um local específico que varia de acordo com as propriedades periódicas que apresentam. Eles estão ordenados por ordem crescente de número atômico.
Segundo a Lei de Moseley:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência do números atômicos dos elementos.”
Principais Propriedades Periódicas Raio Atômico
Relacionada com o tamanho dos átomos, essa propriedade é definida pela distância entre os centros dos núcleos de dois átomos do mesmo elemento.
Sendo assim, o raio atômico corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos, sendo expresso da seguinte maneira:
r = d/2
Onde:
r: raio
d: distância internuclear
Ele é medido em picômetros (pm). Essa medida é um submúltiplo do metro:
1 pm = 10-12 m
Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo na posição vertical. Já na horizontal, eles aumentam da direita para esquerda.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 26 Variação do Raio Atômico
O elemento químico que possui maior raio atômico é o Frâncio (Fr).
Volume Atômico
Essa propriedade periódica indica o volume ocupado por 1 mol do elemento no estado sólido.
Vale notar que o volume atômico não é o volume de 1 átomo, mas um conjunto de 6,02 . 1023 átomos (valor de 1 mol)
O volume atômico de um átomo é definido não somente pelo volume de cada átomo, mas também o espaçamento que existe entre esses átomos.
Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo (vertical) e do centro para as extremidades (horizontal).
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 27 Variação do Volume Atômico
Para calcular o volume atômico, utiliza-se a seguinte fórmula:
V = m/d
Onde:
V: volume atômico
m: massa de 6,02 . 1023 átomos do elemento d: densidade do elemento no estado sólido Densidade Absoluta
A densidade absoluta, também chamada de “massa específica”, é uma propriedade periódica que determina a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (v) ocupado por essa massa.
Ela é calculada pela seguinte fórmula:
d = m/v
Onde:
d: densidade m: massa v: volume
Na tabela periódica, os valores das densidades aumentam de cima para baixo (vertical) e das extremidades para o centro (horizontal).
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 28 Variação da Densidade Absoluta
Assim, os elementos mais densos estão no centro e na parte inferior da tabela:
Ósmio (Os): d= 22,5 g/cm3 Irídio (Ir): d = 22,4 g/cm3
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
Outra importante propriedade periódica está relacionada com as temperaturas nas quais os elementos entram em fusão e ebulição.
O Ponto de Fusão (PF) é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida. Já o Ponto de Ebulição (PE) é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.
Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam segundo os lados que estão posicionados na tabela.
No sentido vertical e no lado esquerdo da tabela, eles aumentam de baixo para cima. Já do lado direito, eles aumentam de cima para baixo. No sentido horizontal, eles aumentam das extremidades para o centro.
Variação do Ponto de Fusão e Ebulição Afinidade Eletrônica
Também chamada de “eletroafinidade”, trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito da retirada de um elétron de um ânion.
Ou seja, a afinidade eletrônica indica a quantidade de energia liberada no momento em que um elétron é recebido por um átomo.
Observe que esse átomo instável se encontra sozinho e no estado gasoso. Com essa propriedade, ele adquire estabilidade quando recebe o elétron.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 29 Em contraposição ao raio atômico, a eletroafinidade dos elementos da tabela periódica cresce da esquerda para a direita, na horizontal. Já no sentido vertical, ele aumenta de baixo para cima.
Variação da Afinidade Eletrônica
O elemento químico que possui maior afinidade eletrônica é o Flúor (F), com o valor de 349 KJ/mol.
Energia de Ionização
Também chamado de “potencial de ionização”, essa propriedade é contrária à de afinidade eletrônica.
Trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito de retirar um elétron de um átomo neutro.
Desse modo, essa propriedade periódica indica qual a energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado fundamental.
O chamado “estado fundamental de um átomo” significa que o seu número de prótons é igual ao seu número de elétrons (p+ = e-).
Com isso, após a retirada de um elétron do átomo, ele é ionizado. Ou seja, ele fica com mais prótons do que elétrons, e, portanto, se torna um cátion.
Na tabela periódica, a energia de ionização é contrária à do raio atômico. Assim, ela aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima.
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 30 Variação da Energia de Ionização
O elemento que possui maior potencial de ionização é o He . Eletronegatividade
Propriedade dos átomos dos elementos os quais possuem tendências em receber elétrons numa ligação química.
Ela ocorre nas ligações covalentes no momento do compartilhamento de pares de elétrons. Ao receber elétrons, os átomos ficam com uma carga negativa (ânion).
Lembre-se que esta é considerada a propriedade mais importante da tabela periódica. Isso porque a eletronegatividade induz o comportamento dos átomos, a partir do qual são formadas as moléculas.
Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita (no sentido horizontal) e de baixo para cima (no sentido vertical)
Variação da Eletronegatividade
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 31 Sendo assim, o elemento mais eletronegativo da tabela periódica é o Flúor (F).
Por outro lado, o Césio (Cs) e Frâncio (Fr) são os elementos menos eletronegativos.
Eletropositividade
Ao contrário da eletronegatividade, essa propriedade dos átomos dos elementos indica as tendências em perder (ou ceder) elétrons numa ligação química.
Ao perder elétrons, os átomos dos elementos ficam com uma carga positiva, formando assim, um cátion.
No mesmo sentido do raio atômico e contrário a eletronegatividade, na tabela periódica a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda (horizontal) e de cima para baixo (vertical).
Variação da Eletropositividade
Os elementos químicos de maior eletropositividade são os metais, e por isso, essa propriedade é também denominada de “caráter metálico”. O elemento mais eletropositivo é o Frâncio (Fr) com tendência máxima à oxidação.
Atenção!
Os “gases nobres” são elementos inertes, pois não realizam ligações químicas e dificilmente doam ou recebem elétrons. Além disso, eles possuem dificuldades em reagir com outros elementos.
Sendo assim, a eletronegatividade e eletropositividade desses elementos não são consideradas.
Propriedades Aperiódicas
ATOMÍSTICA|VESTIBULEX 32 Além das propriedades periódicas, temos as aperiódicas. Nesse caso, os valores aumentam ou diminuem com o número atômico dos elementos.
Recebem esse nome, pois não obedecem à posição na tabela periódica como as periódicas. Ou seja, elas não se repetem em períodos regulares.
As principais propriedades aperiódicas são:
• Massa Atômica: essa propriedade aumenta conforme o aumento do número atômico.
• Calor Específico: essa propriedade diminui com o aumento do número atômico.
Lembre-se que o calor específico é a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 °C de 1g do elemento.
