TABELA PERIÓDICA

A Tabela Periódica de Mendeleiev: Alguns elementos químicos são conhecidos há séculos. 1869 – Dmitri Mendeleiev organizou uma tabela onde os elementos até então conhecidos (63) foram dispostos em ordem crescente de massa. Atualmente: pela ordem crescente de Z. As propriedades se repetiam periodicamente, a cada nova linha (horizontal) da tabela. - Todos os elementos de uma mesma coluna (vertical) apresentavam propriedades semelhantes.

A Tabela Periódica Moderna:

No de elétrons na camada de valência Grupos Denominação Camada de Valência No de elétrons na camada de valência 1 Metais alcalinos ns1 2 Metais alcalinos terrosos ns2 3 Metais de transição ns2 (n-1)d1 4 ns2 (n-1)d2 5 ns2 (n-1)d3 6 ns2 (n-1)d4 7 ns2 (n-1)d5 8 ns2 (n-1)d6 9 ns2 (n-1)d7 10 ns2 (n-1)d8 11 ns2 (n-1)d9 12 ns2 (n-1)d10 13 Família do B ns2 np1 14 Família do C ns2 np2 15 Família do N ns2 np3 16 Família do O ns2 np4 17 Halogênios ns2 np5 18 Gases nobres ns2 np6

Elétrons de Valência: São os elétrons que ocupam a última camada eletrônica de um átomo (camada de valência). São responsáveis pelas ligações químicas

Hidrogênio (H): 1 elétron na camada de valência (Grupo 1) Eletropositivo (Grupo 1) Pode aceitar 1 elétron e formar hidretos (Grupo 17) Não é um metal (Grupo 1) É um não metal Gases Nobres (Grupo 18): - Camada de valência completamente preenchida, são estáveis.

Metais: - conduzem eletricidade - tem brilho - são maleáveis (Ex: ouro - folhas) são dúcteis (Ex: cobre - fios) Não-metais: - não conduzem eletricidade - não tem brilho - não são maleáveis não são dúcteis são quebradiços Metalóides: - Estão na fronteira entre metais e não-metais Ex: Si – semicondutores ligações covalentes tem brilho quebradiço

Regra do Octeto: Os elementos químicos tendem a adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, 8 elétrons na camada de valência. Esta é a configuração mais estável. Na  Na+ + 1e ---------- configuração do Ne (8 elétrons) Na: [Ne] 3s1 (perde 1 elétron) Na+: [Ne] Ca  Ca2+ + 2e ---------- configuração do Ar (8 elétrons) Ca: [Ar] 4s2 (perde 2 elétrons) Ca2+: [Ar] Cl + 1e  Cl- ---------- configuração do Ne (8 elétrons) Cl: [Ne] 3s2 3p5 (ganha 1 elétron) Cl-: [Ar] O + 2e  O2- ---------- configuração do He (8 elétrons) O: [He] 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) O2- : [Ne]

Diagrama de Linus Pauling

onde δ é a constante de blindagem Número Atômico Efetivo (Zef): Carga “percebida” pelos elétrons de valência de um átomo. Essa carga é sempre menor do que aquela total. Os elétrons das camadas interiores blindam o núcleo e os elétrons exteriores percebem apenas uma fração da carga nuclear. Z = Zef – δ, onde δ é a constante de blindagem

Elemento Nº atômico (Z) Configuração eletrônica Nº de elétrons internos Nº de elétrons de valência Nº atômico efetivo (Zef) Li 3 1s22s1 2 1 1,30 Be 4 1s22s2 1,95 B 5 1s22s22p1 2,60 C 6 1s22s22p2 3,25 N 7 1s22s22p3 3,90 O 8 1s22s22p4 4,55 F 9 1s22s22p5 5,20

PROPRIEDADES PERIÓDICAS 1) Raio Atômico:

Carga nuclear efetiva Raio atômico

Nº de elétrons internos Nº de elétrons de valência No mesmo grupo: Elemento Período Raio Atômico (Å) Li 2 1,55 Cs 6 2,67  Período  Raio atômico No mesmo período: Elemento Grupo Nº atômico (Z) Nº total de elétrons Nº de elétrons internos Nº de elétrons de valência Raio Atômico (Å) Na 1A 11 10 1 1,90 Cl 7A 17 7 0,99  Zef  atração do núcleo  raio atômico

ânion (-) > neutro > cátion (+) Cátions e ânions: Elemento Raio (Å) Fe 1,17 Cl 0,99 Fe+2 0,780 Cl- 1,84 Fe+3 0,645 ânion (-) > neutro > cátion (+) rânion + Rcátion - +

2) Potencial de Ionização (PI) ou Energia de Ionização (EI): Energia necessária para arrancar 1 elétron de um átomo no estado gasoso. M → M+ + 1 e¯ PI

Potencial de Ionização (eV) No mesmo grupo: Elemento Período Potencial de Ionização (eV) H 1 13,6 Li 2 5,39 Na 3 5,14  Período  atração do núcleo  Potencial de ionização

Potencial de Ionização (eV) No mesmo período: Elemento Grupo Potencial de Ionização (eV) Li 1A 5,39 Be 2A 9,32 B 3A 8,30 C 4A 11,26 N 5A 14,53 O 6A 13,63 F 7A 17,42 Ne 8A 21,56  Zef  atração do núcleo  Potencial de Ionização

Para um mesmo elemento: PI (kJ/mol) Na Na  Na+ + 1 e PI1 496 Na+  Na+2 + 1 e PI2 4563 Na+2  Na+3 + 1 e PI3 6913 Mg Mg  Mg+ + 1 e PI1 738 Mg+  Mg+2 + 1 e PI2 1451 Mg+2  Mg+3 + 1 e PI3 7734

Teste da Chama: excitação dos elétrons da camada de valência

 Raio  atração do núcleo  Afinidade eletrônica 3) Afinidade Eletrônica (AE): Energia liberada por um elétron ao ser atraído por um átomo no estado gasoso. M + 1 e¯ → M- AE  Raio  atração do núcleo  Afinidade eletrônica

Elemento AE (kJ/mol) H H + 1 e  H- AE1 -72,7 O O + 1 e  O- AE1 -141,0 O- + 1 e  O-2 AE2 + 780 F F + 1 e  F- AE1 - 327,9 AE1  De modo geral, é exotérmica AE2  De modo geral, é endotérmica

4) Eletronegatividade: Habilidade relativa que um átomo tem de atrair para si os elétrons envolvidos em uma ligação química. NÃO É UMA PROPRIEDADE DO ELEMENTO. Um elemento eletronegativo tem: - dificuldade em perder elétrons (alto PI) - facilidade em receber elétrons (alta AE)

Metais: - grande raio atômico - baixo potencial de ionização - baixa afinidade eletrônica - baixa eletronegatividade Ex: Cs, Rb, Ba, Ra Não-metais: - pequeno raio atômico - alto potencial de ionização - alta afinidade eletrônica - alta eletronegatividade Ex: F, Ne, O, Cl