Capítulo 7 – PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

1. Capítulo 7 – PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS André Luiz Nascimento Luiz Fernando da Silva Quirino Engenharia de Produção 2008 Prof.º Dr. Élcio Barrak

2. O caminho da Tabela Periódica moderna Lavoisier: classificou os elementos em grupos. Meyer e Mendeleyev: descobriram que a variação periódica do volume atômico está relacionado com a massa atômica. Moseley: trabalhou com os números atômicos, o que levou à Tabela Periódica atual.

3. Tabela Periódica Semelhanças e diferenças entre elementos do mesmo grupo (orbital de valência).

4. Carga Nuclear Efetiva • É a força de atração entre o núcleo e o elétron em questão. • Depende da carga de ambos e da distância entre os mesmos. • Zef = Z – S • Zef = carga nuclear efetiva • Z = número de prótons no núcleo • S = número de elétrons que está entre o núcleo e elétron em questão

5. Como calcular Tomando como exemplo o sódio (Na) Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s1 Z = 11 e S = 6 + 2 + 2 = 10 Então, Zef = Z – S = 11 – 10 = +1

6. Tipos de raio Atômico: metade da distância entre o núcleo de dois átomos vizinhos. Iônico: distância entre os núcleos dos íons de cargas opostas.

7. Covalente: metade da distância entre átomos ligados por ligação covalente. (Exemplo: Cl2 ) Van der Waals: metade da distância internuclear entre átomos em contato, mas não ligantes. (Exemplo: I2 ) r = raio covalente R = raio de van der Waals

8. Variação do tamanho atômico Aumenta de cima para baixo na tabela periódica devido ao aumento do número de níveis. Aumenta da direita para esquerda devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui a força de atração sobre os elétrons.

9. Tamanho Iônico Em uma série isoeletrônica, quanto maior o número de prótons (Z), menor será o tamanho do íon devido à atração nuclear. Exemplo: Utilizando os íons F- (Z = 9), Ne (Z = 10) e Na+ (Z = 11), temos uma série isoeletrônica de 10 elétrons. Resulta que o tamanho de F- > Ne > Na+, pois F- apresenta a menor carga nuclear, enquanto Na+, a maior.

10. Energia de Ionização É a energia necessária (absorvida) para retirar o elétron mais fracamente ligado ao núcleo, e portanto do mais alto nível energético, de um átomo no estado gasoso isolado. Primeira energia de ionização (I 1) Mg(g) Mg+(g) + 1 e-

11. A partir da primeira energia de ionização, fica cada vez mais difícil retirar os elétrons da camada de valência. Segunda energia de ionização (I 2) Mg+(g) Mg2+(g) + 1 e-

12. A energia de ionização é o inverso do tamanho do átomo. Isso acontece porque quanto menor o átomo, maior será a atração efetiva, então, mais difícil será a remoção do elétron, ou seja, maior será a energia de ionização.

13. Distribuição Eletrônica A distribuição eletrônica é feita de acordo com os princípios de Aufbau, Pauli e Hund, que Linus Pauling reuniu em um diagrama: Elétrons no subnível: s = 2 p = 6 d = 10 f = 14

14. Entretanto, quando um átomo se torna um cátion, a retirada de elétrons não ocorre de acordo com a ordem da distribuição eletrônica. Exemplo: Níquel (Ni)  Z = 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Ao invés de retirar o elétron de 3d8, o elétron será removido de 4s2, pois obedece a ordem direta de distribuição em camadas. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s1

15. Afinidade Eletrônica É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron, se tornando, assim, um íon carregado negativamente. Br(g) + 1 e- Br -(g)ΔE = - 325 kJ Já com os gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que o ânion tem energia mais alta que os átomos e elétrons separados. Ne(g)+ 1 e- Ne-(g)ΔE > 0

16. A afinidade eletrônica, geralmente, se torna cada vez mais negativa à proporção que caminha em direção aos halogênios. Estes, já apresentam 7 elétrons na camada de valência, necessitando intensamente, então, de somente mais um elétron para se tornarem estáveis.

17. Metais Brilho metálico característico Boa condução de corrente elétrica e calor Maleáveis Dúcteis Sólidos à temperatura ambiente (exceção ao mercúrio) Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(aq) Tendem a ter baixa energia de ionização Tendem a formar cátions em soluções aquosas Ponto de fusão elevado

18. Dia-a-dia Lítio: bateria para marca-passo, medicamentos anti-depressivos, cerâmica e vidro. Magnésio: flash fotográfico, fogos de artifício e leite de magnésia. Ferro: formação de hemoglobina, enzimas e combate à anemia. Zinco: metabolismo de aminoácidos, retarda o crescimento e a formação de ossos.

19. Não-metais Variam na forma Maus condutores de eletricidade e de calor Menor ponto de fusão, em relação aos metais Tendem a ganhar elétrons quando reagem com metais, devido à afinidade eletrônica Compostos de não-metais são substâncias moleculares Muitos óxidos não-metálicos são ácidos CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

20. Dia-a-dia Em geral, são utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus. Flúor: utilizado em tratamentos dentários Cloro: limpezas domésticas e de piscinas

21. Metalóides • Apresentam brilho metálico • Pequena condutividade elétrica Dia-a-dia O Silício é utilizado na fabricação de circuitos integrados e chips de computador.

22. Gases Nobres Geralmente, são monoatômicos Pequena capacidade de ser combinar com outros elementos Baixo ponto de fusão e ebulição Estado gasoso à temperatura ambiente Xe XeCl XeF2, XeF4 (cristais) e XeF6 KrF2 RnF ArF

23. Dia-a-dia Hélio: utilizado em dirigíveis e balões com fins recreativos, publicitários. Criptônio: usado em lâmpadas fluorescentes. Argônio: utilizado em lâmpadas de filamento.

24. Referências bibliográficas ●Química – A Ciência Central: Brown ●Química Volume Único: Usberco e Salvador