Prof. Élcio Rogério Barrak Química Propriedades da Tabela Periódica Áthila de Souza Martins Gomes .... 15755 Fernando Rodrigues Santos ......... 15765 Prof. Élcio Rogério Barrak

Introdução Desenvolvimento da Tabela Periódica Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos Energia de Ionização Afinidade pelo Elétron Metais, Não-Metais e Metalóides Tendências nos Grupos dos Metais Ativos Tendências nos Grupos de alguns Não-Metais Introdução

1 - Desenvolvimento da Tabela Periódica

Desenvolvimento da Tabela Periódica 1869, Mendeleyev e Meyer, publicaram esquemas de classificação parecidos. Mendeleyev tem o crédito de ter proposto suas idéias com maior vigor. Sua insistência sobre a necessidade de colocar numa família os elementos que tinham características químicas semelhantes fez com que deixasse vários espaços em branco na sua tabela. Por exemplo, gálio (Ga) e germânio (Ge) eram desconhecidos. Por isso, Mendeleyev previu as respectivas existências e propriedades e os denominou eca-alumínio e eca-silício, de acordo com o elemento que os precederia no grupo da tabela. Desenvolvimento da Tabela Periódica 1

Desenvolvimento da Tabela Periódica 1

Desenvolvimento da Tabela Periódica Em 1913, dois anos depois de Rutherford ter proposto o modelo do átomo nucleado, o físico inglês Henry Moseley, desenvolveu o conceito de número atômico. O conceito de número atômico esclareceu alguns problemas das tabelas periódicas originais, baseadas nas massas atômicas. Por exemplo, a massa atômica do Ar (Z=18) é mais elevada do que a do K (Z=19). Porém, quando os elementos são dispostos na ordem do número atômico crescente, e não da massa atômica crescente, o Ar e o K aparecem na seqüência correta. Desenvolvimento da Tabela Periódica 1

2 - Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2.1 - Camadas Eletrônicas nos Átomos Quando percorremos uma coluna na tabela periódica, de cima para baixo, o número quântico principal, n, dos orbitais de valência se altera e aumenta. Admitimos que todos os orbitais com o mesmo valor de n formam uma “camada”. A origem desta denominação, na realidade, é anterior ao modelo quântico do átomo. Antes de Bohr ter proposto sua teoria para o átomo de hidrogênio, o químico americano Lewis havia sugerido que os elétrons se dispõem em camadas esféricas em torno do núcleo. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos Em que a descrição quântica das configurações eletrônicas corresponde à idéia de Lewis das camadas de elétrons? He 1s2 Ne 1s2 2s2 2p6 Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2.2 - Tamanhos Atômicos As distribuições radiais não terminam abruptamente a uma certa distancia do núcleo, mas diminuem lentamente a medida que esta distancia aumenta . Assim, os átomos não tem fronteiras que possam fixar os respectivos tamanhos. Apesar disto os cientistas adotam diversos artifícios para estimar o raio de um átomo, que é o raio atômico. Um dos mais comuns é o de admitir que os átomos sejam esferas rígidas que se tangenciam quando estiverem ligados uns aos outros. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos Exemplo: Muitas propriedades das moléculas dependem das distâncias entre os átomos na molécula. Os raios atômicos possibilitam a estimativa dos comprimentos das ligações entre elementos diferentes. Por exemplo, comprimento da ligação C-C no carbono elementar (diamante) é 1,54 Å, o que nos leva ao raio de 0,77 Å. O comprimento da ligação Cl-Cl é 1,99 Å, e então o raio de 0,99 Å é o do Cl. No composto CCl4, o comprimento da ligação C-Cl é 1,77 Å, o que concorda com boa aproximação com a soma (0,77 + 0,99 = 1,76 Å) dos raios atômicos do C e do Cl. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

3 - Energia de Ionização A energia de ionização de um átomo ou de um íon é a energia mínima necessária para remover um elétron do estado fundamental do átomo ou do íon isolado e na forma de gás. Quanto maior a energia de ionização, mais difícil é remover um elétron. Energia de Ionização 3

3.1 - Tendências periódicas das energias de ionização Em cada linha, “1ª energia de ionização” (I1) em geral aumenta com o aumento do número atômico. Em cada grupo, a energia de ionização em geral diminui com a elevação do número atômico. As energias de ionização dos ele/os representativos se distribuem em intervalos de valores mais amplos que as dos ele/os de transição. Energia de Ionização 3

4 – Afinidade pelo Elétron A variação de energia que ocorre quando um elétron é recebido por um átomo gasoso é a afinidade pelo elétron, pois mede a atração, ou afinidade, do átomo pelo elétron extra. É importante ressaltar a diferença entre energia de ionização e afinidade eletrônica: a energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde um elétron, enquanto afinidade eletrônica mede a facilidade com que o átomo ganha um elétron. Afinidade ao Elétron 4

Cl(g) + e-  Cl-(g) E = -349 kJ/mol Ar(g) + e-  Ar-(g) E > 0 Afinidade ao Elétron 4

5 - Metais, Não-Metais e Metalóides

5.1 – Metais e Não-Metais Metais, Não-Metais e Metalóides 5

5.2 - Metais 5.3 - Não-Metais Óxido metálico + Água  Base A maioria dos óxidos metálicos é de óxidos básicos. Óxido metálico + Água  Base Ex.: CaO + H2O  Ca(OH)2 Óxido metálico + Ácido  Sal + Água Ex.: MgO + 2 HCl  MgCl2 + H2O 5.3 - Não-Metais A maioria dos óxidos de não-metais é de óxidos ácidos. Óxido de Não-Metal + Água  Ácido Ex.: CO2 + HCl  H2CO3 Óxido de Não-Metal + Base  Sal + Água Ex.: SO3 + 2 KOH  K2SO4 + H2O Metal + Não-Metal  Sal Metais, Não-Metais e Metalóides 5

Indicadores Metais, Não-Metais e Metalóides 5

5.4 - Metalóides Os metalóides têm propriedades que ficam entre as dos metais e as dos não-metais. Por exemplo, o silício parece um metal, mas é quebradiço, não é maleável e muito menos condutor de calor e de eletricidade do que os metais; porém ele é um semicondutor muito utilizado na preparação de circuitos elétricos. Metais, Não-Metais e Metalóides 5

6 - Tendências nos Grupos dos Metais Ativos 6.1 - Metais Alcalinos Os metais alcalinos são sólidos metálicos moles. Todos têm propriedades metálicas típicas, como brilho metálico prateado e condutividades térmica e elétrica elevadas. Para cada período da tabela periódica, o metal alcalino que o inaugura tem o menor valor de I1, o que reflete a relativa facilidade com que o elétron s mais externo pode ser removido. Por isso são muito reativos, perdendo facilmente um elétron, e formando íon. Eles também reagem vigorosamente com água e oxigênio, por isto devem ser guardados sob camada de hidrocarbonetos, como querosene ou óleo mineral. VÍDEO Tendências Metais Ativos 6

6.2 - Metais Alcalino-Terrosos Os alcalino-terrosos são como os da 1A, porém mais duros, mais densos, e se fundem a temperaturas mais elevadas. O cálcio metálico reage com água para formar gás hidrogênio e hidróxido de cálcio aquoso, Ca(OH)2(aq). Tendências Metais Ativos 6

7 - Tendências nos Grupos de alguns Não-Metais 7.1 – Hidrogênio É um não-metal que não pertence a nenhum grupo da Tabela Periódica. Geralmente forma ligações covalentes ou ganha elétrons reagindo com metais ativos, formando o íon hidreto (H-). Pode ser metálico a pressões extremamente altas. H2 + Cl2  2 HCl 2 Na + H2  2 NaH Tendências Não-Metais 7

7.2 - As tendências de não-metais da família 16 Oxigênio, enxofre e selênio são não-metais; telúrio é metalóide; polônio é metal. O oxigênio é o único gasoso à temperatura ambiente; os demais são sólidos. O polônio é o único metal, e é raro. 3 O2  2 O3 ΔHº = 284,6 KJ A natureza endotérmica desta reação mostra que o O3 é menos estável do que o O2. O oxigênio pode assumir os nox: -2, -1 e -1/2, gerando óxidos, peróxidos e superóxidos, respectivamente. Tendências Não-Metais 7

7.3 - As tendências de não-metais da família 17 e Gases Nobres Todos os halogênios são não-metais existentes em moléculas diatômicas, como: F2 , Cl2 , Br2 , I2 . Com afinidades eletrônicas muito negativas. X2 + 2 e- = 2 X- (nesta equação X simboliza qualquer halogênio) Os Gases Nobres são todos monoatômicos. Possuem configuração eletrônica muito estável, quase não-reativos. Eram chamados de gases inertes, mas, em 1962, se conseguiu sintetizar compostos com o Xe (XeF2, XeF4). Tendências Não-Metais 7

Referências bibliográficas Química: A Ciência Central (7ª edição) THEODORE L. BROWN H. EUGENE LEMAY, JR. BRUCE E. BURSTEN http://wps.prenhall.com Youtube Google Images