Professora: Ana Elisa B. Matias fileestágios da evolução estelar, ... iniciaram a investigação...

Profa: Ana Elisa Barreto

Professora: Ana Elisa B. Matias

UNIÃO EDUCACIONAL DO PLANALTO CENTRAL FACULDADES INTEGRADAS DA UNIÃO EDUCACIONAL DO PLANALTO CENTRAL


O início...

• O que os Químicos queriam? • Organizar os elementos químicos de maneira que

suas semelhanças, diferenças e tendências se

tornassem mais evidentes.

• Um dos recursos mais usados em Química para

atingir essa finalidade é a tabela periódica. As

primeiras tabelas foram propostas no início do

século XIX; porém apresentavam mais erros do

que acertos.


Ciências Introdução a tabela periódica

Big Bang: origem dos elementos químicos

O Big Bang é o momento da explosão que deu

origem ao Universo, entre 12 e 15 bilhões de anos atrás.

A evolução do Universo teve início logo após a

explosão de uma bola de matéria compacta, densa e

quente, com um volume aproximadamente igual ao

volume do nosso sistema solar.

Esta evolução é consequência das reações

nucleares entre as partículas fundamentais do meio

cósmico, cujo efeito mais importante foi a formação dos

elementos químicos.

http://www.merck.com.br/tpie/bb_fr.htm



Origem dos elementos químicos

Os elementos químicos

mais leves foram formados logo

nos primeiros segundos após o

Big Bang. Já os mais pesados,

como o lítio, foram sintetizados

nas estrelas.

Durante os últimos

estágios da evolução estelar,

muitas das estrelas compactas

queimaram e formaram o

carbono (C), o oxigênio (O), o

silício (Si), o enxofre (S) e o

ferro (Fe). http://www.ime.unicamp.br/~samuel/blog/uploaded_images/SuperNova-727859.jpg



A história da tabela periódica

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.

Com o aumento do número de

elementos descobertos, os cientistas

iniciaram a investigação de modelos para

reconhecer as propriedades e

desenvolver esquemas de classificação.

http://www.seilnacht.com/Lexikon/wright1.JPG



As primeiras tentativas

A lista de elementos químicos,

que tinham suas massas atômicas

conhecidas, foi preparada por John

Dalton no início do século XIX.

Os elementos estavam

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 iodo, que tinham propriedades

químicas semelhantes, tinham suas

massas atômicas muito separadas.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a5/Johndalton.jpg



As primeiras tentativas

Em 1829, Johan Döbereiner

teve a primeira idéia, com sucesso

parcial, de agrupar os elementos em

tríades. Essas tríades também

estavam separadas pelas massas

atômicas, mas com propriedades

químicas muito semelhantes.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c6/Johann_Wolfgang_D%C3%B6bereiner.jpg



A tabela periódica de Mendeleyev

Em 1869, Mendeleyev 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.

Em 1906, Mendeleyev recebeu o

Prêmio Nobel por este trabalho.


O PRINCÍPIO.....

Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.



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. Quando os átomos foram

arranjados de acordo com o aumento do

número atômico (nº de prótons), os

problemas existentes na tabela de

Mendeleyev desapareceram.

Devido ao trabalho de Moseley, a

tabela periódica moderna está baseada no

número atômico dos elementos.

http://www.rsc.org/education/teachers/learnnet/periodictable/scientists/moseley.jpg



As últimas modificações

A última maior troca na tabela

periódica resultou do trabalho de Glenn

Seaborg, na década de 50. Seaborg

descobriu os elementos transurânicos.

Reconfigurou a tabela periódica

colocando a série dos actinídeos abaixo

da série dos lantanídeos.

Em 1951, Seaborg recebeu o

Prêmio Nobel em química pelo seu

trabalho. O elemento 106 da tabela

periódica é chamado seabórgio, em sua

homenagem.

http://sunsite.berkeley.edu/CalHistory/photos-large/seaborg.big.jpg



Representações da tabela periódica


Tabela periódica

13 Figura 5: Classificação dos elementos – Tabela Periódica.

htt

p://ta

be

lape

riod

ica

com

ple

ta.c

om

.br



Períodos: são as linhas horizontais que aparecem nas tabelas. Indicam quantas

camadas eletrônicas um elemento químico possui. Sendo assim, quando

encontramos um elemento químico no quarto período, sabemos que ele possui

quatro camadas eletrônicas.

Colunas, grupos ou famílias: são as linhas verticais que aparecem na tabela. Nas

colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio

número da coluna. O nitrogênio, por exemplo, está na coluna 5A e a sua última

camada eletrônica tem 5 elétrons.

Classificação dos elementos da tabela periódica


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

famílias ou grupos.

Família (ou grupo)

1º período (ou série)







Série dos Lantanídeos

Série dos Actinídeos



Classificação dos elementos da tabela periódica

Metais: são a maioria dos elementos da tabela, sendo bons condutores de

eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e

são sólidos, com exceção do mercúrio.

Ametais: são os mais abundantes na natureza, não são bons condutores de calor e

eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais.

Gases Nobres: são no total 6 elementos e sua característica mais importante é a

estabilidade química.

Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um

comportamento único.


Organização da Tabela Periódica

Famílias ou grupos

•A tabela atual é constituída por 18 famílias. Cada uma delas agrupa

elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de

apresentarem a mesma configuração eletrônica na camada de valência.

12s13s

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

-

-


Os elementos que

constituem as 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

camada de valência. Elas

recebem ainda nomes

característicos.

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

1s²2s²2p63s¹

Período: 3º

Família: 1A – Metais Alcalinos


Localização dos elementos nas Famílias B

Os elementos dessas famílias são denominados genericamente

elementos de transição.

Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até

IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais energético em

subníveis d.

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB

1d 2d 3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d

Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26

1s²2s²2p63s²3p64s²3d6

Período: 4º

Família: 8B


O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo elétron mais

energético dos elementos da tabela periódica.



Será uma nova tabela periódica?

Em fevereiro de 2006, os leitores da revista Super Interessante

puderam conhecer o novo designer da nova tabela periódica elaborada por

Philip Stewart, botânico da Universidade de Oxford. O que esta nova tabela

tem de diferente? O formato proposto assume a forma de galáxia

(classificação planetária dos elementos químicos) e apresenta um novo

elemento.

Na nova tabela periódica, os elementos químicos não mais se

situam em quadros adjacentes, mas sim em um círculo de cor que os

interligam até o centro, o nêutron. É de se confessar que a aparência da

nova tabela tornou-se mais atraente, resta saber se a sua utilidade também

foi aperfeiçoada; é o que este artigo trata em específico.



http://www.profmedeiros.com.br/tabela_periodica_medeiros_g.jpg



Representação dos elementos químicos

E Z

A

Nº atômico

Massa atômica

a) Cloro

b) Iodo

c) Sódio

d) Carbono

e) Potássio

f) Oxigênio

Dê a representação química dos seguintes elementos químicos:



Componentes básicos de um átomo

http://bp3.blogger.com/_hvGST7HW1Tw/R1ypOybW3jI/AAAAAAAAAEo/fwoMjfl9BMo/s1600-h/Image14.gif



Utilizando a tabela periódica, resolva o desafio

1. Determine o nome, os nº de prótons, elétrons e nêutrons, a massa atômica

e o número atômico dos seguintes elementos químicos:

a) Sb

b) Hg

c) Au

d) Cs

e) Fe

f) In

g) Mg

h) Ca

2. Quais são as colunas e períodos de todos os elementos citados no primeiro

desafio?


Propriedades Aperiódicas

• Os valores crescem ou decrescem a

medida que o número atômico aumenta:

logo não se repetem em períodos

regulares


Propriedades Periódicas

• São aquelas que a medida que o número

atômico (Z) aumenta, assumem valores

semelhantes para intervalos regulares:

Repetem-se periodicamente


• Em 2002 haviam 115 elentos conhecidos

• A maior parte foi descoberta entre 1735 e1843

• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos

O Desenvolvimento da Tabela Periódica


• Ordenar os elementos de modo que reflita

essas tendências químicas e físicas.

• A primeira tentativa (Mendeleiev e Meyer)

ordenaram os elementos em ordem

crescente de massa atômica.

• Faltaram alguns elementos nesse

esquema.

O Desenvolvimento da Tabela Periódica

Em 1871, Mendeleev observou que a

posição mais adequada para o As seria

abaixo do P, e não do Si, o que deixou um

elemento faltando abaixo do Si. Ele previu

um número de propriedades para este

elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto.

As propriedades do Ge se equiparam bem

à previsão de Mendeleev.


Tabela Periódica


Tamanho dos átomos e íons

• Raios atômicos:

– Considere uma molécula

diatômica simples.

– A distância entre os dois núcleos

é denominada distância de

ligação.

– Se os dois átomos que formam a

molécula são os mesmos, metade

da distância de ligação é deno-

minada raio covalente do átomo.



• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.



• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a

atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa

atração faz com que o raio atômico diminua.


Tamanho de íons

• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.

• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.

• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem.

• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.


Tamanho de íons

• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica.

• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons.

• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores :

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+


Raio Atômico


Energia de Ionização

• É a energia necessária para retirar um ou

mais elétrons de átomos isolados



• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:

Na(g) Na+(g) + e-.

• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) Na2+(g) + e-.

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.


Variações nas energias de ionização sucessivas

• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.



• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.

• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo.

• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso.



• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.

• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron.

• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.



• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Consequentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.

• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.



Configurações eletrônicas de íons

• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n:

Li (1s2 2s1) Li+ (1s2)

Fe ([Ar]3d6 4s2) Fe3+ ([Ar]3d5)

• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) F- (1s2 2s2 2p6)



Energia de Ionização • A medida que vamos retirando elétrons de um átomo a

retirada do elétron seguinte fica mais difícil, em

decorrencia da diminuição sucessiva do tamanho dos

íons


Esquematizando

Raio atômico Energia de ionização



• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.

• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:

Cl(g) + e- Cl-(g)

• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica:

Ar(g) + e- Ar-(g)

Afinidade Eletrônica


• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa.

• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do

que a energia do orbital 3p.



Metais, não-metais e metalóides



• Metais

• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais

(brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos

formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar

cátions em solução aquosa).

• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em

um grupo.



• O caráter metálico diminui ao longo do período.

• Os metais têm energias de ionização baixas.

• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de

redução.



• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar

cátions característicos.

• Todos metais do grupo 1A formam íons M+.

• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.

• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.



• Metais



Metais

• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:

Óxido metálico + água hidróxido metálico

Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq)

Não-metais

• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.

• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons:

metal + não-metal sal

2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr3(s)


Eletronegatividade

• É a tendência que um átomo tem de atrair

elétrons para perto de si: Quando um

átomo se encontra ligado a outro

átomo de um elemento químico

diferente em uma substancia composta


Eletronegatividade


Distribuição Eletrônica

• Distribuições eletrônicas dos elementos a

seguir, com as devidas indicações de que

família pertencem, qual deles apresenta

maior raio? Justifique.


• Dadas as distribuições eletrônicas a seguir

qual deles apresentam o maior raio?

Justifique.



• Coloque os elementos abaixo em ordem

crescente de raio atômico e indique a qual

família e a qual período este átomo

pertence.



Vamos a ligações químicas...

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