DISCIPLINA: Química Geral

ASSUNTO:

Tabela Periódica e Propriedades Periódicas

Profa. Dra. Luciana M. Saran

CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS

1. Introdução

Quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente de número atômico, há uma repetição periódica em suas propriedades.

As propriedades dos elementos químicos são

funções periódicas do número atômico.

“A Tabela Periódica é um arranjo de elementos

em ordem crescente de número atômico em linhas

horizontais de comprimentos tais que os elementos

com propriedades químicas semelhantes caem

diretamente um embaixo do outro”.

1. Introdução

2. Características da Tabela Periódica

2.1. Colunas verticais ou Grupos:

Reúnem elementos com propriedades químicas e físicas semelhantes.

São numeradas de 1 a 18 (sistema IUPAC).

Sistema anterior: grupos A e B.

Elementos dos Grupos A: elementos principais ou representativos.

Elementos dos Grupos B: elementos de transição.

Tabela periódica organizada em famílias ou grupos: ilustração dos sistemas de numeração.

Divisão moderna da tabela periódica: metais e não metais (ou ametais). Até então, B, Si, Ge, As, Sb, Te e At, eram classificados como semimetais ou metalóides.

B

Si

Ge As

Sb Te

At

Ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não metais (ametais), semimetais (metalóides), gases nobres e hidrogênio.

Forma Longa da Tabela Periódica: não usual

Forma Usual da Tabela Periódica

Tabela periódica:

Atualmente, reúne 118 elementos químicos.

Contém elementos naturais, que são os que apresentam Z ≤ 92 (urânio, U: Z = 92). Tecnécio (Tc, Z = 43) e promécio (Pm, Z = 61) são artificiais.

Contém elementos artificiais ou sintéticos, denominados transurânicos (Z > 92).

Os elementos de números atômicos 113, 115, 117 e 118, já foram nomeados permanentemente.

113Nh: nihonium (nihônio)

115Mc: moscovium (moscóvio)

117Ts: tennessine (tennessino)

118Og: oganesson (oganessono)

Elementos necessários aos organismos vivos: H, C, N, O, P e S (são os 6 elementos mais abundantes); Ca, Cl, Mg, K e Na (também são abundantes e necessários a todos os organismos); em verde, estão destacados os microelementos.

METAIS:

- São sólidos (exceto o Hg); têm brilho e a maioria apresenta coloração prateada;

- Conduzem eletricidade;

- São dúcteis (podem ser estirados em fios);

- São maleáveis (podem ser moldados em folhas);

- Formam ligas (soluções de um ou mais de um metal em outro);

- Tendem a ter baixas energias de ionização.

NÃO-METAIS:

- Variam muito na aparência;

- Alguns são sólidos;

- O bromo é líquido;

- Alguns como o nitrogênio e o oxigênio do ar,

são gases na temperatura ambiente;

- São pobres condutores de calor e eletricidade.

C grafite

Enxofre

Iodo

P branco

SEMI-METAIS ou METALÓIDES:

- B, Si, Ge, As, Sb, Te e At; - Apresentam propriedades intermediárias entre

as dos metais e as dos não-metais; - Alguns são semi-condutores de eletricidade.

- O Si, por exemplo, parece um metal, mas é quebradiço, em vez de maleável e não é bom condutor térmico ou elétrico comparado aos metais.

Metais Não-metais

Têm brilho Não têm brilho

Os sólidos são maleáveis e dúcteis

Os sólidos são geralmente quebradiços; alguns são duros e outros macios

Bons condutores de calor e eletricidade

Pobres condutores de calor e eletricidade

Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos

Muito óxidos não metálicos são substâncias moleculares que formam soluções ácidas

Tendem a formar cátions em soluções aquosas

Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas

Propriedades Características dos Metais e dos Não-metais

2.2. Fileiras horizontais ou Períodos:

Numeradas de 1 a 7. Primeiro período: tem 2 elementos (H e He).

Para iniciar um novo período, a proposta é que

haja repetição das propriedades físicas e químicas na nova seqüência dos elementos.

O número do período em que um elemento se

encontra, corresponde ao número de camadas ocupadas por elétrons nesse elemento.

Lembremos que:

As camadas ou níveis de energia são formadas por subníveis.

Os subníveis são designados pelas letras s, p, d,

f, g, h, etc.

Número Máximo de Elétrons Acomodados pelos Subníveis s, p, d, f

SUBNÍVEL No MÁXIMO DE ELÉTRONS

s 2

p 6

d 10

f 14

Em cada subnível há orbitais, que são regiões de máxima probabilidade de encontrar elétron, e-. Orbitais s: cada subnível s apresenta um orbital

s, que é capaz de comportar 1 par de e-.

Orbitais p: cada subnível p apresenta três orbitais (px, py e pz), que estão dispostos ao longo dos eixos cartesianos x, y e z. Esses orbitais são degenerados, ou seja, têm a mesma energia e cada um é capaz de comportar 1 par de e-. Consequentemente, o número máximo de e- num subnível p corresponde a 6.

Orbitais d: cada subnível d apresenta cinco orbitais (dxy, dxz, dyz, dx2-y2 e dz2), que são degenerados. Cada um destes orbitais é capaz de comportar 1 par de e-.

DIAGRAMA DAS DIAGONAIS OU DIAGRAMA DE PAULING

ÁTOMO CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA

1H 1s1

2He 1s2

3Li 1s2 2s1 ou [He] 2s1

4Be 1s2 2s2 [He] 2s2

5B 1s2 2s2 2p1 [He] 2s2 2p1

6C 1s2 2s2 2p2 [He] 2s2 2p2

7N 1s2 2s2 2p3 [He] 2s2 2p3

8O 1s2 2s2 2p4 [He] 2s2 2p4

9F 1s2 2s2 2p5 [He] 2s2 2p5

10Ne 1s2 2s2 2p6 [He] 2s2 2p6

11Na [Ne] 3s1

12Mg [Ne] 3s2

13Al [Ne] 3s2 3p1

14Si [Ne] 3s2 3p2

15P [Ne] 3s2 3p3

16S [Ne] 3s2 3p4

17Cl [Ne] 3s2 3p5

18Ar [Ne] 3s2 3p6

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA PARA ÁTOMOS DE ALGUNS ELEMENTOS QUÍMICOS ADOTANDO-SE CERNE DE GÁS NOBRE

Exemplos:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

O número do período em que um elemento se encontra corresponde ao número da camada de valência.

Os três elementos acima estão posicionados no 3º período da Tabela Periódica.

2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica

Elementos nos Grupos 1 (ou 1A) e 2 (ou 2A): estão preenchendo um subnível s. Exemplos: Li (1s2 2s1) e Be (1s2 2s2), no 2o período preenchem o subnível 2s.

Elementos nos Grupos 13 (ou 3A) a 18 (ou 8A):

preenchem subníveis p. Exemplos: B (1s2 2s2 2p1) e Ne (1s2 2s2 2p6).

2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica

Elementos de Transição: preenchem os subníveis d.

4o período: do Sc (Z=21) ao Zn (Z=30), há

preenchimento do subnível 3d. 5o período: do Y (Z=39) ao Cd (Z=48), há

preenchimento do subnível 4d. 6o período: há preenchimento do subnível 5d.

2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica

Elementos de Transição Interna: preenchem os subníveis f.

Lantanídeos (Z = 57 a 71): estão no 6º período

e preenchem o subnível 4f. Actinídeos (Z = 89 a 103): estão no 7º período e

preenchem o subnível 5f.

Preenchimento de subníveis eletrônicos na Tabela Periódica

Cada um dos blocos a seguir refere-se aos elétrons de valência e aos respectivos orbitais atômicos nos quais estes elétrons estão localizados.

Configuração eletrônica e localização dos elementos

Conforme discutido, o número do período em que um elemento se encontra corresponde ao número da camada de valência.

A soma da quantidade de elétrons dos últimos orbitais s, p e d preenchidos resulta no número da família ou grupo do elemento.

Para os elementos do 2º e do 3º períodos, do bloco p, soma-se 10 ao total de e- do nível de maior energia para localizar a família.

Configuração eletrônica e localização dos elementos

Exemplo 1: sem consulta a tabela periódica, indique a posição na mesma (família e período) do elemento de Z = 35.

Configuração eletrônica do elemento: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p5

Período = 4º No do grupo ou família = 2 + 10 + 5 = 17 ou 7A

Configuração eletrônica e localização dos elementos

Exemplo 2: sem consulta a tabela periódica, indique a posição na mesma (família e período) do elemento de Z = 16.

Configuração eletrônica do elemento: 1s2 2s22p6 3s23p4

Período = 3º No do grupo ou família = 2 + 4 = 6 + 10 = 16 ou 6A

3. Propriedades Atômicas

3.1. Raio Atômico

É definido como a metade da distância entre dois átomos iguais numa molécula.

Exemplo: determinação do raio atômico do cloro (Cl) e do bromo (Br).

3. Propriedades Atômicas

3.1. Raios Atômicos

Tendência geral: Aumentam quando se desce a coluna de um

grupo da tabela periódica; Diminuem quando se percorre um período da

esquerda para a direita.

Átomos Carga Nuclear

Configuração Eletrônica

Raio, nm

Li 3+ [He]2s1 0,123

Na 11+ [Ne]3s1 0,157

K 19+ [Ar]4s1 0,203

Rb 37+ [Kr]5s1 0,216

Cs 55+ [Xe]6s1 0,235

Raios Atômicos dos Metais Alcalinos (Grupo 1)

Átomo Carga Nuclear

Configuração Eletrônica

Raio, nm

Li 3+ [He]2s1 0,123

Be 4+ [He]2s2 0,089

B 5+ [He]2s22p1 0,080

C 6+ [He]2s22p2 0,077

N 7+ [He]2s22p3 0,074

O 8+ [He]2s22p4 0,074

F 9+ [He]2s22p5 0,072

Raios Atômicos dos Elementos do Segundo Período

3.2. Energia de Ionização (EI)

É a menor energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso no estado fundamental.

Ex.: Mg(g) Mg+(g) + e- EI(1) = 738 KJ/mol Mg+(g) Mg2+(g) + e- EI(2) = 1.451 KJ/mol Mg2+(g) Mg3+(g) + e- EI(3) = 7.733 KJ/mol

Tendência Geral:

As energias da 1a ionização crescem, ao longo de um período (da esquerda para a direita) e diminuem (de cima para baixo) ao longo das colunas ou grupos.

3.2. Energia de Ionização (EI)

3.3. Afinidade Eletrônica

É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo.

Ex.: X(g) + e- X-(g) F(g) + e- F-(g) E = - 328 kJ mol-1

Quanto mais negativo o valor da afinidade

eletrônica, maior é a tendência do átomo para receber elétron.

Os valores das afinidades ao elétron ficam mais negativos ao longo de um período (da esquerda para a direita) e menos negativos quando se desce num grupo.

3.3. Afinidade Eletrônica

Tendência Geral:

Bibliografia Consultada

BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005. MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2007.