Propriedades Periódicas dos Elementos Prof. Ricardo Menon Química Geral - Agronomia

Um Breve Histórico Antoine-Lavoisier (1789) Em sua obra O Tratado Elementar da Química: Listou algumas substâncias as quais não podiam ser quebradas como o hidrogênio, o Oxigênio , o Nitrogênio, o Enxofre elementar, o Fósforo , o Mercúrio e o Zinco. A lista de Lavoisier incluÍa a luz e o “calor” como sendo substâncias químicas. O obra de Lavoisier já classificava as substâncias químicas como metais e não metais.

Lei das Oitavas de J.A.R. Newlands John Newlands (1865) Classificou os 56 elementos químicos descobertos até então em 11 grupos com propriedades físicas semelhantes Newlands notou que a massa atômica dos elementos com propriedades similares diferiam de múltiplos de oito em seu peso atômico, então ele propõe a Lei das Oitavas. A ideia da periodicidade com múltiplos de oito só foi aceita no início do século 20 com a teoria de Lewis e a regra do octeto para ligações químicas de Langmuir. Lei das Oitavas de J.A.R. Newlands

NASCIA A TABELA PERIÓDICA!!! Dmitri Mendeleev (1869) O Cientista Russo é considerado o primeiro a organizar uma tabela periódica. Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, sua 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. NASCIA A TABELA PERIÓDICA!!!

A Tabela de Mendeleev

Henry Mosley (1914) Henry Mosley demostrou em 1914, uma relação entre o comprimento de onda (λ) associado a um átomo e seu número atômico (Z). Com isto ele propôs que os elementos fossem sequenciados em ordem crescente de (Z) e não de massa atômica. O ordem proposta por Mosley fazia mais sentido pois o Ar (Z=18) vinha antes do K (Z=19) embora a massa atômica do argônio seja maior que a do potássio. A ordenação por número atômico concordava mais com as semelhanças entre os elementos químicos.

A Alteração Mais Recente Glen T. Seaborg (1943) Experimentava dificuldades em separar os elementos Amerício (Z=95) e Cúrio (Z=96). Ele notou que os elementos mais pesados apresentavam propriedades químicas semelhantes entre si mas diferentes dos elementos mais leves da tabela. Ele propôs a série dos Actinídeos, hoje conhecida como o segundo período do Bloco f (série 5f). A série dos Actinídeos está localizada abaixo das terras raras (lantanídeos) e começa do elemento Actínio (Z=89) até o elemento Laurêncio (Z=103).

A Descoberta dos Elementos

ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA Na tabela periódica atual, os elementos químicos: 1 - Estão dispostos em ordem crescente de número atômico (z). 2 - Originam os períodos na horizontal (em linhas). 3 - Originam as famílias ou grupos na vertical (em colunas). 4 - Grupos são enumerados de IA até VIIA e mais o grupo O ou VIII A dos gases nobres. 5 - Região Central  Grupos de transição ou grupo B.

CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS : Hidrogênio 1 elemento : Metais 84 elementos : Ametais 11 elementos : Semimetais 7 elementos : Gases nobres 6 elementos

NOMENCLATURA 1 ou IA metais alcalinos 2 ou IIA metais alcalinos terrosos 13 ou IIIA família do boro 14 ou IVA família do carbono 15 ou VA família do nitrogênio 16 ou VIA calcogênios 17 ou VIIA halogênios 18 ou VIIIA gases nobres

CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio. Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, 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 inércia química. Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. Semimetais: São todos sólidos em condições ambiente e apresentam semelhanças entre metais e ametais.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade. Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica.

PERÍODOS Cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada previamente desocupada. Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

Configurações Eletrônicas na Tabela Periódica

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Famílias ou grupos 18 1 GASES NOBRES 2 13 14 15 16 17 Metais Alcalinos 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Alcalinos - Terrosos Metais GRUPO DO BORO GRUPO DO CARBONO GRUPO DO NITROGÊNIO CALCOGÊNIOS HALOGÊNIOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Notas: 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 cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) 5 - Chamam-se transurânicos os 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.

Potencial de ionização Propriedades periódicas Eletronegatividade Eletropositividade Potencial de ionização Raio atômico Eletroafinidade Densidade

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. H B C N O F Cl Br I Fr

Eletronegatividade

Eletronegatividade Esta força de atração se relaciona com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, portanto maior a eletronegatividade.

Eletropositividade ou Caráter Metálico: É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais). Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres. H Li Na K Rb Cs Fr F

Potencial de Ionização É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente. H He Ne Ar Kr Xe Rn Fr

Potencial de Ionização As energias da primeira ionização crescem, em geral, ao longo de um período e diminuem ao longo das colunas dos grupos.

Raio Atômico É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres. H He Li Na K Rb Cs Fr

Raio Atômico

Raio Iônico Raio Iônico  é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. A distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos. Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os átomos perdem um ou mais elétrons para formar o cátion.

Raio Iônico Raios iônicos  crescem de cima para baixo num grupo e decrescem da esquerda para a direita em um período.

Raio Iônico Átomos e íons com o mesmo número de elétrons são chamados de isoeletrônicos. Exemplo: Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos, tem a mesma configuração eletrônica [He] 2s2 2p6.

Eletroafinidade É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres. H Fr

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

Resumo das propriedades Eletronegatividade, Potencial de ionização e Eletroafinidade. Eletropositividade e Raio atômico H He Ne Ar Kr Xe Rn Li Na K Rb Cs Fr B C N O F Cl Br I

EXERCÍCIOS 1- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de tamanho: Mg 2+ ; Ca 2+ e Ca. 2- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raios atômicos: Na; Be; Mg 3- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S 2- ; S ou O2-? 4- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente de primeira energia de ionização: Ne; Na; P; Ar; K.