AULA Tabela Peridica Um Breve Histrico AntoineLavoisier 1789

AULA: Tabela Periódica

Um Breve Histórico Antoine-Lavoisier (1789) üEm 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. üA lista de Lavoisier incluia a luz e o “calor” como sendo substâncias químicas. üO obra de Lavoisier já classificava as substâncias químicas como metais e não metais.

John Newlands (1865) üClassificou os 56 elementos químicos descobertos até então em 11 grupos com propriedades físicas semelhantes üNewlands 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 üA 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

Dmitri Mendeleev (1869) üO Cientista Russo é considerado o primeiro a organizar uma tabela periódica. üMendeleev 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 proprosta 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 5 f). 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

Os Elementos Químicos Metais ü São substâncias que possuem brilho acentuado , Conduzem Calor e Eletricidade, Maleáveis ( Capacidade de serem transformados em folhas finas) e Dúcteis (Podem ser transformadas em fios). Não-metais ü Variam muito em aparência , não são brilhantes e, normalmente, são pobres condutores de eletricidade. O ponto de fusão é frequentemente mais baixo que o dos metais. Metalóides üOs metalóides tem propriedades intermediárias entre os metais e os não metais. Eles podem possuir algumas propriedades metálicas características mas, faltam outras. Um exemplo é o silício que possui brilho metálico mas não é maleável e não conduz calor e eletricidade tão bem quanto os metais (semi-condutor).

Configurações Eletrônicas na Tabela Periódica

Lei Periódica "As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos". Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em sequência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).

Elementos Químicos Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula. Os Símbolos são de origem latina: Português Sódio Latim Símbolo Natrium Na Potássio Kalium K Enxofre Sulphur S Fósforo Ouro Phosphurus P Aurum Au

Períodos ou Séries São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons. K L M N O P Q 1 2 3 4 5 6 7 P Q

Famílias ou Grupos São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência). 1 K L M N O P Q 18 2 13 14 1516 17 3 4 5 6 7 8 9 101112 1 2 3 4 5 6 7

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

Metais - Eletropositivos - Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1 atm); - Brilho característico; - Dúcteis (fios); - Maleáveis (lâminas); - São bons condutores de calor e eletricidade.

Ametais -Eletronegativos; -Quebradiços; -Opacos; -Formam Compostos Covalentes (moleculares); - São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono).

Gases Nobres - Foram Moléculas Monoatômicas; - São Inertes Mas Podem Fazer Ligações apesar da estabilidade (em condições especiais); - São Seis: He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn.

Resumo Metais Ametais Gases nobres

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 (83 Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos.

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

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 Fr He Ne Ar Kr Xe Rn

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

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; Eletroafinidade. Eletropositividade; Raio atômico H Li Na K Rb Cs Fr B C N O F Cl Br I He Ne Ar Kr Xe Rn

EXERCÍCIO Observe atentamente as representações da Figura 1: Faça corresponder cada uma das representações indicadas de (a) a (d), às seguintes espécies: I. Na II. Na+ III. K IV. Mg 2+

Considere os seguintes esquemas: Indique: a) O valor da afinidade eletrônica do elemento X. R: 52. 2 k. J b) O valor da 2ª Energia de Ionização do elemento X. R: 4568 k. J c) A propriedade, do elemento X, representada por 496 k. Jmol– 1. R: 1ª E. Ioniz.