O Big Bang é o momento da explosão que deu origem ao
Universo, entre 12 e 15 bilhões de anos atrás. A evolução do Universo teve
início logo após a explosão de uma bola de matéria compacta, densa e quente,
com um volume aproximadamente igual ao volume do nosso sistema solar. Esta
evolução é consequência das reações nucleares entre as partículas fundamentais
do meio cósmico, cujo efeito mais importante foi a formação dos elementos
químicos.
Os elementos químicos mais leves foram formados logo nos
primeiros segundos após o Big Bang. Já os mais pesados, como o lítio, foram sintetizados
nas estrelas. Durante os últimos estágios da evolução estelar, muitas das
estrelas compactas queimaram e formaram o carbono (C), o oxigênio (O), o
silício (Si), o enxofre (S) e o ferro (Fe).
A figura abaixo esquematiza a forma e os componentes básicos
de um átomo.
A representação internacional dos elementos químicos é esta:
Os 92 elementos químicos que ocorrem naturalmente na Terra
são compostos por um núcleo com núcleons subatômicos, orbitado por elétrons de
carga negativa.
Os núcleons incluem prótons de carga positiva e nêutrons sem
carga. Como um átomo contém o mesmo número de prótons e de elétrons
com cargas iguais e de sinais opostos, os átomos não têm carga. A massa de um próton
é 1.836 vezes maior que a massa de um elétron.
As propriedades químicas de um elemento são, em grande
parte, mas não completamente, determinadas pelo modo como a camada de elétrons
mais externa interage com os demais elementos.
Os íons se formam quando os átomos capturam elétrons
adicionais, produzindo ânions de carga negativa, ou quando cedem elétrons,
gerando cátions de carga positiva.
Um átomo pode formar diversos tipos de íons. O ferro, por
exemplo, pode se apresentar como ferro ferroso (Fe2+), ferro férrico
(Fe3+) ou na forma nativa ou elemental (Fe0).
Um nuclídeo é caracterizado por um núcleo atômico com um
número Z de prótons e um número N de nêutrons. A massa atômica A corresponde à soma dos núcleons Z + N.
Diferentes tipos de interação ocorrem no núcleo e explicam
sua coesão: a força forte (nuclear) de curto alcance, a força eletromagnética
de longo alcance e a misteriosa força fraca.
Dois nuclídeos com o mesmo número Z de prótons, mas com
diferente número N de nêutrons, terão ao seu redor o mesmo número de elétrons
e, portanto, propriedades químicas muito similares; eles são isótopos de um
mesmo elemento.
Esta é a Tabela Periódica atualmente recomendada pela IUPAC.
Estrutura da Tabela Periódica
Propriedades periódicas: são as propriedades que
variam em função dos números atômicos dos elementos.
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. Por exemplo: calor específico,
índice de refração, dureza e massa atômica.
Periódicas: São
aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes
ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. Por
exemplo: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade,
eletronegatividade, densidade, temperatura de fusão e ebulição e volume
atômico.
Raio Atômico
O raio atômico se
refere ao tamanho do átomo. Quanto maior o número de níveis, maior será o
tamanho do átomo. O átomo que possui o maior número de prótons exerce maior
atração sobre seus elétrons.
Em outras palavras, raio atômico é a
distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada mais externa.
Porém, como o átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio pela metade
da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa
ligação química em estado sólido.
O raio atômico cresce de cima para
baixo na família da
tabela periódica, acompanhando o número de camadas dos átomos de
cada elemento e da direita para a esquerda nos períodos da
tabela periódica.
Quanto maior o número atômico de um
elemento no período, maiores são as forças exercidas entre o núcleo e a
eletrosfera, o que resulta num menor raio atômico.
O elemento de maior raio atômico é o
Césio.
Energia de Ionização é a energia necessária para remover um ou mais
elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. O tamanho do átomo interfere na
sua energia de ionização. Se o átomo for grande, sua energia de ionização será
menor.
– Em uma mesma família a energia
aumenta de baixo para cima;
– Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a direita.
– Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a direita.
Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um
átomo no estado gasoso (isolado) captura um elétron. Quanto menor o raio, maior
a sua afinidade eletrônica, em uma família ou período.
A afinidade eletrônica mede a energia
liberada por um átomo em estado fundamental e no estado gasoso ao
receber um elétron. Trata-se da energia mínima necessária para a retirada de um
elétron de um ânion de um determinado elemento.
Nos gases nobres a
afinidade eletrônica não é significativa, porém como a adição de um elétron em
qualquer elemento causa liberação de energia, então a afinidade eletrônica dos
gases nobres não é igual a zero.
A afinidade eletrônica tem
comportamento parecido com o da eletronegatividade, já que não tem uma forma
muito definida no seu crescimento na tabela periódica:
cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.
O elemento químico que possui a maior
afinidade eletrônica é o Cloro.
A Eletronegatividade é
a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Na tabela
periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a
direita.
Essa propriedade tem relação com o
raio atômico: quanto menor o tamanho de um átomo, maior é a força de atração
sobre os elétrons.
Não é possível calcular a
eletronegatividade de um único átomo (isolado), pois a eletronegatividade é a
tendência que um átomo tem em receber elétrons em uma ligação covalente.
Portanto, é preciso das ligações químicas para medir essa propriedade.
Segundo a escala de Pauling*, a
eletronegatividade cresce na família de baixo para cima, junto com à diminuição
do raio atômico e do aumento das interações do núcleo com a eletrosfera e no
período da esquerda pela direita, acompanhando o aumento do número atômico.
O elemento mais eletronegativo da
tabela periódica é o flúor.
*A escala de Pauling é uma escala
construída empiricamente e muito utilizada na Química. Ela mede a atração que o
átomo exerce sobre elétrons externos em ligações covalentes, ou seja, sua
eletronegatividade.
Eletropositividade é a tendência de perder
elétrons, apresentada por um átomo. Quanto maior for seu valor, maior será o
caráter metálico. Os átomos com menos de quatro elétrons de valência, metais em
geral, possuem maior tendência em perder elétrons, por isso, possuem maior
eletropositivade. Um aumento no número de camadas diminui a força de atração do
núcleo sobre os elétrons periféricos, facilitando a perda de elétrons pelo
átomo e, consequentemente, aumentando a sua eletropositividade.
A eletropositividade cresce da
direita para a esquerda nos períodos e de cima para baixo nas famílias.
A forma da medir a eletropositividade
de um elemento é a mesma da eletronegatividade: através das ligação química.
Entretanto, o sentido é o contrário, pois mede a tendência de um átomo em
perder elétrons. Os metais são os mais eletropositivos e os gases nobres são
excluídos¹, pois não têm tendência em perder elétrons.
O elemento químico mais
eletropositivo é o frâncio. Ele tem tendência máxima à oxidação.
¹Como os gases nobres são muito
inertes, os valores de eletronegatividade e eletropositividade não são objetos
de estudo pela dificuldade da obtenção desses dados.
É a energia necessária para remover
um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho
do átomo, aumenta a facilidade para a remoção de um elétron da camada de
valência. Portanto, quanto maior o tamanho do átomo, menor o potencial de
ionização.
O Potencial de Ionização mede
o contrário da afinidade eletrônica: a energia necessária para retirar um
elétron de um átomo neutro, em estado fundamental e no estado gasoso. A
retirada de elétron na primeira vez utilizará uma quantidade de energia maior
que na segunda retirada e assim sucessivamente.
Possui comportamento igual ao da
afinidade eletrônica e da eletronegatividade, portanto, o Flúor e o Cloro são
os elementos que possuem os maiores potenciais de ionização da tabela
periódica.
Construção da Tabela Periódica
Os elementos são colocados em faixas horizontais (períodos)
e faixas verticais (grupos ou famílias).
Em um grupo, os elementos têm propriedades semelhantes e, em
um período, as propriedades são diferentes. Na tabela há sete períodos.
Até recentemente, os grupos eram numerados de 0 a 8. Com exceção dos grupos 0 e
8, cada grupo estava subdividido em dois subgrupos, A e B. O grupo 8 era chamado de
8B e era constituído por três faixas verticais.
Modernamente, cada coluna é chamada de grupo. Há, portanto,
18 grupos, numerados de 1 a 18.
Posição dos Elementos na Tabela Periódica
Elementos representativos ou típicos (o último elétron é colocado em
subnível s ou p): grupos A. Estão nos extremos da tabela.
Elementos de transição (o último elétron é colocado em subnível d; apresentam subnível d incompleto): grupos 1B, 2B, 3B, 4B,
5B, 6B, 7B e 8B. Estão localizados no centro da tabela periódica.
Elementos de transição interna (o último elétron
é colocado em subnível f; apresentam
subnível f incompleto). Estão divididos em duas classes:
- Lantanídeos (metais de terras raras): grupo 3B e 6º período). Elementos de Z = 57 a 71.
- Actinídeos: grupo 3B e 7º período. Elementos de Z = 89 a 103.
Gases nobres: grupo zero ou 8A ou 18.
Os grupos mais
conhecidos:
1A: metais alcalinos
2A: metais alcalino-terrosos
6A: calgocênios
7A: halogênios
Relação entre configuração eletrônica e a posição do
elemento na tabela
Período:
Um elemento com x camadas eletrônicas está no período x.
Exemplo: P (Z = 15) K = 2 ; L = 8 ; M = 5
P (fósforo) está no 3º período.
Grupo:
a) Elementos representativos (grupos A) e 1B e 2B. O número
de elétrons na camada de valência é o número do grupo.
Exemplo: P (Z =15) → K = 2 ; L = 8 ; M = 5
O fósforo está no grupo 5A.
b) Elementos de transição: a soma do número de elétrons dos
subníveis s e d mais externos é o número do grupo. Exemplo: V (Z = 23)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Soma s + d = 2 + 3 = 5 → grupo 5B.
Visite o site: http://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas
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