TABELA PERIÓDICA

Olá, então nesta mensagem vou vos falar sobre a tão famosa Tabela Periódica. Espero que fiquem mais esclarecidos sobre esta parte da química. :)

- ORGANIZAÇÃO
A tabela periódica é constituída por 90 elementos naturais e 28 elementos artificiais, ou seja, produzidos em laboratório. No total são 118 elementos químicos, que:

• Estão por ordem crescente consoante o seu nº atómico;

Fonte: FQ - Viver Melhor na Terra, M. Neli G. C. Cavaleiro e M. Domingas Beleza, ASA EDITORES

• Formam 18 colunas verticais, chamadas de grupos, e cada grupo é constituído por elementos com propriedades químicas diferentes;
• 1º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 1 eletrão de valência
• 2º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 2 eletrões de valência
• 13º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 3 eletrões de valência
• 14º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 4 eletrões de valência
• 15º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 5 eletrões de valência
• 16º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 6 eletrões de valência
• 17º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 7 eletrões de valência
• 18º Grupo - Neste grupo todos os elementos químicos têm 8 eletrões de valência (último nível de energia completo, ou seja, são estáveis e não precisam/não conseguem formar iões).

Ex.: 2º Grupo = 12Mg : 2-8-2; 13º Grupo = 13Al : 2-8-3; 18º Grupo = 18Ar : 2-8-8

Fonte: blogdabeatrizcfq.blogspot.com

• Formam 7 linhas horizontais, chamadas de períodos
• 1º Período - Tem 2 elementos;
• 1 nível de energia
• 2º Período - Tem 8 elementos;
• 2 níveis de energia
• 3º Período - Tem 8 elementos;
• 3 níveis de energia
• 4º Período - Tem 18 elementos;
• 4 níveis de energia
• 5º Período - Tem 18 elementos;
• 5 níveis de energia
• 6º Período - Tem 32 elementos;
• 6 níveis de energia
• 7º Período - Tem 32 elementos.
• 7 níveis de energia.

Ex.: 2º Período = 6C : 2-4; 5º Período = 53I : 2-8-18-18-7; 7º Período = 87Fr : 2-8-18-18-32-8-1
 

Fonte: blogdabeatrizcfq.blogspot.com

Na parte inferior da tabela estão os lantanídeos e os actinídeos. Foram assim chamados pois começam com o lantânio 57La e com o actínio 89Ac. Foram colocados "à parte" senão a tabela periódica ficaria muito extensa.

A tabela periódica também se divide em metais, semi-metais e não metais, como mostra a figura:

O tamanho dos átomos é outra propriedade que varia na Tabela Periódica. Os átomos dos elementos do mesmo grupo são tanto maiores quanto maior for o número atómico. Os átomos dos elementos do mesmo período acontece o contrário: os átomos são menores quanto maior for o número atómico.

-PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS ➞ POSIÇÕES DOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Metais: são substâncias elementares constituídas por átomos. Por isso, a representação simbólica dos metais faz-se através dos respetivos símbolos químicos.

O Ferro (Fe) é um metal

• Propriedades físicas:
•  são todos sólidos à temperatura ambiente; à excepção do mercúrio, gálio, césio e frâncio que são líquidos;
• são bastante densos;
• são maleáveis, ou seja, dobram-se facilmente sem partir;
• são bons condutores elétricos e térmicos.

Os metais são bons condutores térmicos

• Propriedades químicas:
• Quase todos os metais são reativos;
• Essa grande reatividade deve-se ao facto dos seus átomos terem poucos eletrões: para ficarem estáveis têm de perder um eletrão, transformando-se em iões positivos.
• Quando são expostos ao ar, oxidam (ficam enegrecidos ou enferrujados).

Não-metais: são constituídos por corpúsculos que podem ser átomos ou moléculas.

O Carbono (C), representado nesta imagem como grafite e diamante, é um não-metal

• Propriedades físicas:
• existem em diferentes estados físicos, à temperatura ambiente;
• têm densidades muito diferentes;
• quando são sólidos, mostram-se quebradiços;
• são maus condutores elétricos e térmicos, à exceção da grafite que é boa condutora elétrica.

• Propriedades químicas:
• há não-metais pouco reativos mas o oxigénio e o cloro são tão reativos com os metais.

Nos 10 grupos que vos indiquei, 4 têm nomes específicos. Vamos então ver as características de cada um.

1º Grupo - Metais Alcalinos

Deste grupo fazem parte os elementos químicos lítio, sódio, potássio, entre outros.

• Propriedades:
• são moles e maleáveis;
• têm brilho metálico, quando a superfície está recentemente cortada;
• são bons condutores da corrente elétrica;
• têm propriedades químicas semelhantes.

 Quando um metal alcalino entra em contacto com a água, resulta um determinado hidróxido e forma-se hidrogénio gasoso. Nestas reações os átomos dos metais alcalinos transformam-se nos repetivos iões positivos de carga +1 = iões monopositivos. Isto acontece pois os metais alcalinos têm apenas um eletrão de valência, permitindo assim fazer trocas com outros átomos, tornando-se iões e ficando estáveis.

Como expliquei à pouco os átomos dos elementos químicos do mesmo grupo vão aumentando de tamanho quanto maior for o número atómico. Quanto maiores forem os átomos mais facilidade têm para perder o eletrão de valência. Por isso, o lítio tem mais dificuldade em perder o eletrão de valência do que qualquer outro metal alcalino e o frâncio tem mais facilidade em perder o eletrão de valência do que qualquer outro metal alcalino. Quanto maior for o átomo maior é a reatividade, ou seja, o lítio é o metal alcalino menos reativo e o frâncio é o metal alcalino mais reativo.

2º Grupo - Metais Alcalino-terrosos:

Deste grupo fazem parte os elementos químicos magnésio, cálcio, entre outros.

• Propriedades:
• são moles e maleáveis;
• têm brilho metálico, quando recentemente polidos;
• são bons condutores elétricos e térmicos;
• propriedades químicas - reagem à água.

  Quando um metal alcalino-terroso entra em contacto com a água, resulta um determinado hidróxido. Nestas reações os átomos dos metais alcalino-terrosos transformam-se nos repetivos iões positivos de carga +2 = iões dipositivos. Isto acontece pois os metais alcalinos têm dois eletrões de valência, permitindo assim fazer trocas com outros átomos, tornando-se iões e ficando estáveis.
Como já percebeste os átomos dos elementos químicos do mesmo grupo vão aumentando de tamanho quanto maior for o número atómico. Quanto maiores forem os átomos mais facilidade têm para perder os eletrões de valência. Por isso, o berílio tem mais dificuldade em perder os eletrões de valência do que qualquer outro metal alcalino-terroso e o rádio tem mais facilidade em perder os eletrões de valência do que qualquer outro metal alcalino-terroso. Quanto maior for o átomo maior é a reatividade, ou seja, o berílio é o metal alcalino-terroso menos reativo e o rádio é o metal alcalino-terroso mais reativo.

17º Grupo - Halogéneos

Deste grupo fazem parte os elementos químicos cloro, bromo, iodo, entre outros.

• Propriedades:
• têm diferentes estados físico, à temperatura ambiente;
• dissolvem-se melhor em solventes orgânicos do que em água;
• são substâncias constituídas por moléculas diatómicas, que mostra que os átomos dos halogéneos têm tendência a ligar-se;
• são substancias muito reativas - por exemplo, o dicloro, o dibromo e o diiodo reagem com os metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, dando origem a sais chamados halogenetos.

Curiosidade! Halogéneo vem do grego e significa produtos de sais (halogenetos).

A existência de halogenetos mostra que os átomos dos halogéneos se transformam facilmente em iões de carga -1: iões mononegativos. Isto acontece pois os halogéneos têm sete eletrões de valência, permitindo assim fazer trocas com outros átomos, tornando-se iões e ficando estáveis.

Como já sabes os átomos dos elementos químicos do mesmo grupo vão aumentando de tamanho quanto maior for o número atómico. Quanto maiores forem os átomos mais facilidade têm para perder os eletrões de valência. Por isso, o flúor tem mais dificuldade em perder os eletrões de valência do que qualquer outro halogéneo e o astáto tem mais facilidade em perder os eletrões de valência do que qualquer outro halogéneo. Quanto maior for o átomo maior é a reatividade, ou seja, o flúor é o halogeneo menos reativo e o rádio é o halogeneo mais reativo.

18º Grupo - Gases Nobres/Raros

São substâncias elementares, formadas por átomos dos elementos químicos hélio, néon, crípton, xénon, rádon, todos no estado gasoso à temperatura ambiente.

• Propriedades:
• não têm praticamente qualquer reatividade;
• são muito estáveis, pois já têm o último nível de energia completo: He : 2; Ne : 2-8; Ar : 2-8-8.

- E agora a Tabela Periódica completa!

OS ISÓTOPOS

Como referi antes todos os átomos de um elemento químico têm o mesmo número atómico (nº de protões).  No entanto o nº de massa (nº de neutrões) pode variar em átomos do mesmo elemento químico. Aos átomos do mesmo elemento químico com o nº de massa diferente chamamos de isótopos.

• o mesmo nº de protões Z;
• diferente nº de massa A, pois o nº de neutrões N é diferente.

Exemplo:

• Hidrogénio 1H

Todos os átomos de hidrogénio têm em comum:

1. um protão
2. um eletrão (pois o nº de eletrões = nº de protões)

Mas há três tipos de átomos de hidrogénio, em que a diferença é número de neutrões presentes no núcleo.

Fonte: fu2re.wordpress.com

• A primeira imagem à esquerda é um isótopo de hidrogénio, em que tem um protão e um eletrão. Chamamos-lhe de Hidrogénio-1 ou Prótio.
• A segunda imagem no centro é um isótopo de hidrogénio, em que tem um protão, um eletrão e um neutrão. Chamamos-lhe de Hidrogénio-2 ou Deutério.
• A terceira imagem à direita é um isótopo de hidrogénio, em que tem um protão, um eletrão e dois neutrões. Chamamos-lhe de Hidrogénio-3 ou Trítio.

☞ Os três isótopos de hidrogénio têm o nº de massa diferente.
☞ O isótopo mais abundante na natureza é o hidrogénio-1 e o menos abundante é o hidrgénio-3.
☞ Têm todos as mesmas propriedades químicas, pois as nuvens eletrónicas são iguais, ou seja, não houve trocas de eletrões.

A maior parte dos elementos químicos têm dois ou mais isótopos naturais, mas nem todos são estáveis. O elevado número de neutrões em relação aos protões tornam os seus núcleos instáveis ou até mesmo radioativo.

NÚMERO ATÓMICO E NÚMERO DE MASSA

A diferença entre os átomos e os seus iões é o número de eletrões, ou seja, o número de protões e de neutrões mantém-se e apenas há troca de eletrões.
Chama-se número atómico ao número de protões existentes no núcleo dos átomos e dos iões de um elemento químico. Todos os átomos e iões de elemento químico têm o mesmo número atómico. exemplo: todos os átomos e iões de cloro têm 17 protões. O número atómico 17 é característico do cloro.

Chama-se número de massa ao número total de partículas presente no núcleo dos átomos e iões. Atenção! O número de massa não é uma massa, mas sim a soma dos protões com os neutrões. exemplo: imagina um átomo com 3 eletrões, 3 protões e 4 neutrões, ou seja, o número de massa é 3+4=7.

No geral o número atómico representado por Z, e o número de massa por A e o elemento químico por X. E em conjunto representam-se da seguinte maneira:

Fonte: http://cfq8margot.blogspot.pt/

Agora imagina que o número de neutrões se representa por N. Então:

• A = Z + N
• Z = A - N
• N = A - Z

Agora que sabes como calcular cada um, tenta descobrir o número de neutrões de um átomo de cloro, sabendo que o número atómico  é 17 e o número de massa é 35.
Nota: Se tiveres alguma dúvida ou quiseres saber a solução é só comentar! x)

LISTA IÓNICA

Tabela de iões

 

Catiões Nome Símbolo Alumínio Al3+ Amónio NH4+ Bário Ba2+ Berílio Be2+ Bismuto Bi3+ Boro B3+ Cádmio Cd2+ Cálcio Ca2+ Césio Cs+ Chumbo Pb2+ Cobalto (II) Co2+ Cobalto (III) Co3+ Cobre (I) Cu+ Cobre (II) Cu2+ Crómio (III) Cr3+ Estanho (II) Sn2+ Estanho (IV) Sn4+ Estrôncio Sr2+ Ferro (II) Fe2+ Ferro (III) Fe3+ Gálio Ga3+ Hidrogénio H+ Lítio Li+ Magnésio Mg2+ Manganésio (II) Mn2+ Manganésio (III) Mn3+ Mercúrio (I) Hg22+ Mercúrio (II) Hg2+ Níquel (II) Ni2+ Níquel (III) Ni3+ Ouro (I) Au+ Ouro (III) Au3+ Oxónio H3O+ Platina (II) Pt2+ Potássio K+ Prata Ag+ Sódio Na+ Vanádio (V) V5+ Zinco Zn2+

Aniões Nome Símbolo Acetato CH3CO2- Brometo Br- Carbonato CO32- Cianato CNO- Cianeto CN- Clorato ClO3- Cloreto Cl- Clorito ClO2- Cromato CrO42- Dicromato Cr2O72- Diidrogenofosfato H2PO4- Fluoreto F- Fosfato PO43- Ftalato C8H4O42- Hexacianoferrato (II) Fe(CN)64- Hexacianoferrato (III) Fe(CN)63- Hidreto H- Hidrogenocarbonato (bicarbonato) HCO3- Hidrogenodifluoreto HF2- Hidrogenofosfato HPO42- Hidrogenoftalato HC8H4O4- Hidrogenossulfato HSO42- Hidrogenossulfito HSO32- Hidrogenossulfureto HS- Hidróxido HO- Hipoclorito ClO- Hipoiodito IO- Iodato IO3- Iodeto I- Nitrato NO3- Nitrito NO2- Oxalato C2O42- Óxido O2- Perclorato ClO4- Permanganato MnO4- Peróxido O22- Sulfato SO42- Sulfito SO32- Sulfureto S2- Tiocianato SCN- Tiossulfato S2O32- Tiossulfito S2O22- Tri-iodeto I3-

CARGA ELÉTRICA DAS SUBSTÂNCIAS IÓNICAS

As substâncias iónicas são neutras, pois são constituídas por catiões e aniões, por o número de as cargas positivas ser igual ao número de cargas negativas, e assim anulam-se umas ás outras.

Mas tenham cuidado não se enganem, pois a representação de iões é bastante diferente da representação de átomos e moléculas, existem regras:

• Quando se escreve o nome da substância é primeiro o ião negativo e depois o ião positivo, mas na formula química é exatamente ao contrário, primeiro o ião positivo e depois o ião negativo;
• O número de cargas positivas e o número de cargas negativas têm de estar iguais, pois se não estiverem ter-se-á de recorrer a "cálculos".

Exemplos:

Sulfato de cobre (II) -   SO4 ^2-    Cu ^2+   →  CuSO4

Carbonato de Cálcio -   CO3 ^2-   Ca ^2+  →  CaCO3

Hidrogenocarbonato de cálcio -   HCO3 ^1-   Ca ^2+  →  Ca(HCO3)2

Dicromato de potássio -   Cr2O7 ^2-   K ^1+  →  K2Cr2O7   

CONSTITUIÇÃO IÓNICA

Quando fazes a distribuição eletrónica de um elemento químico, por exemplo do Flúor (2-7), podes verificar que o seu último nível de energia não está no máximo. Mas para o átomo ficar estável ele precisa de ter mais um eletrão para ficar com 8 eletrões de valência, pois este tipo de átomos têm tendência em querer ficar estáveis.
Os átomos podem ganhar eletrões (exemplo: Flúor:2-7) ou perder (exemplo: Alumínio:2-8-3), mas o máximo de eletrões que se pode ganhar ou perder são 3, por isso à alguns elementos químicos que não conseguem formar iões (exemplo: Carbono:2-4).

1. Monopositivo/Mononegativo - quando ganha/perde uma carga elétrica
2. Dipositivo/Dinegativo - quando ganha/perde duas cargas elétricas
3. Tripositivo/Trinegativo - quando ganha/perde três cargas elétricas

COMO SE FORMAM OS IÕES?

• Quando um átomos perde eletrões, fica com mais protões do que eletrões,ou seja, a sua carga positiva é superior à sua carga negativa. Assim, o átomo transforma-se num ião positivo (catião). Qualquer ião positivo é menor que o átomo, a sua nuvem eletrónica é menor, pois perdeu eletrões.
• Quando um átomos ganha eletrões, fica com mais eletrões do que protões,ou seja, a sua carga negativa é superior à sua carga positiva. Assim, o átomo transforma-se num ião negativo (anião). Qualquer ião negativo é maior que o átomo, a sua nuvem eletrónica é maior, pois ganhou eletrões.

Átomo (nº de protões = nº de eletrões) -perde eletrões➝ Ião Positivo (nº de protões > nº de eletrões)
Átomo (nº de protões = nº de eletrões) -ganhar eletrões➝ Ião Negativo (nº de protões < nº de eletrões)

ATENÇÃO! Os átomos só têm tendência para formar iões quando o seu último nível de energia não estiver todo preenchido, ou seja, 8 eletrões de valência.

NÍVEIS DE ENERGIA - DISTRIBUIÇÃO ELETRÓNICA

Os átomos não têm todos a mesma energia. Distribui-se por níveis de energia, pela seguinte maneira:

• 1º nível - pode ter no máximo 2 eletrões;
• 2º nível - pode ter no máximo 8 eletrões;
• 3º nível - pode ter no máximo 18 eletrões;

Mas verificando esta informação, o último nível de energia, máximo tem 8 eletrões.

Ao fazer-se esta distribuição da energia do átomo,diz-se que é a sua distribuição eletrónica.

exemplos:

    1.Oxigénio

O elemento químico oxigénio, representado por O tem 8 eletrões.Vamos distribuí-los da seguinte maneira:

• 1º nível - 2 eletrões
• 2º nível - 6 eletrões

Distribuição eletrónica dos átomos de oxigénio: 2-6

Na distribuição eletrónica pode-se separar os níveis de energia com - ou ; (é indiferente).

O último nível de energia é chamado de eletrões de valência, ou seja, o oxigénio tem 6 eletrões de valência.

    2.Sódio

O elemento químico sódio, representado por Na tem 11 eletrões. Vamos distribuí-los da seguinte maneira:

• 1º nível - 2 eletrões
• 2º nível - 8 eletrões
• 3º nível - 1 eletrões

Distribuição eletrónica dos átomos de sódio: 2-8-1
O sódio tem 1 eletrões de valência.

    3.Potássio

O elemento químico potássio, representado por K tem 19 eletrões. Vamos distribuí-los da seguinte maneira:

• 1º nível - 2 eletrões
• 2º nível - 8 eletrões
• 3º nível - 8 eletrões
• 4º nível - 1 eletrão

Distribuição eletrónica dos átomos de sódio: 2-8-8-1

O potássio tem 1 eletrões de valência.

Agora vocês devem estar um pouco baralhados, pois à pouco disse que o 3º nível pode ter até 18 eletrões. Mas também disse que o máximo de eletrões que o último nível de energia pode ter são 8. Se eu não seguisse essa regra ficaria 2-8-9, pelo que está errado.

Espero que tenham percebido como se faz a distribuição eletrónica dos átomos. Para exercitarem o vosso cérebro, aconselho a fazerem a distribuição eletrónica de alguns elementos químicos. Como por exemplo, do cloro (17 eletrões), do lítio (3 eletrões), do azoto/nitrogénio (7 eletrões), do hélio (2 eletrões) e do cálcio (20 eletrões). Para saberem as soluções ou se tiverem alguma dúvida é só comentar! x)

MASSA ATÓMICA RELATIVA

A massa é uma propriedade geral da matéria, e os átomos são os constituintes da matéria, mas o problema é que ele são muito pequenos, que a massa deles é muito pequena, tão pequena que apresenta-la em gramas seria ridículo e inadequado!
exemplo: massa de um átomo de oxigénio = 0,000.000.000.000.000.000.000.026.56g

Por isso arranjou-se outra maneira, em que se compara a massa dos átomos com a massa do átomo mais leve de hidrogénio.

A massa do átomo mais leve de hidrogénio, é 1

As massas atómicas relativas, normalmente, vêm indicadas na tabela periódica.

Fonte: FQ 9 - Viver melhor na Terra, M. Neli G. C. Cavaleiro e M. Domingas Beleza, ASA EDITORES

CONSTITUÍÇÃO ATÓMICA

Legenda: 

• Nucleo Atómico
• Protões - partículas com carga elétrica positiva
• Neutrões - partículas sem carga elétrica (carga nula ou partícula neutra)
• Nuvem Atómica
• Eletrões - partículas com carga elétrica negativa

O átomo é um corpúsculo neutro ➝ nº de eletrões = nº de protões

MODELO ATÓMICO ATUAL

Agora perguntas-te? De todos estes modelos atómicos qual será o atual?!
Bem se estás a pensar que é o modelo atómico de Bohr... estás muito enganado!
A resposta certa é o modelo da nuvem eletrónica, onde os eletrões não têm órbitas circulares.

Modelo da Nuvem Eletrónica

Este modelo atómico é constituído por:

• um pequeno núcleo no centro, constituído por protões e neutrões;
• eletrões, que se movem de um modo desconhecido e a uma velocidade elevadíssima em redor do núcleo do átomo, formando a nuvem eletrónica. Mas como a nuvem eletrónica é mais densa ao pé do núcleo do que nas suas extremidades, é mais provável encontrar eletrões no centro do átomo, como se pode observar na imagem.

MODELOS ATÓMICOS

Ao longo dos tempos, os cientistas foram alterando a forma do átomo consoante as suas descobertas pois a ciência ao progredir deu essa possibilidade, de conseguirem executar experiências e delas tirarem as suas conclusões.

Modelo Atómico de Dalton:

No início do séc. XIX, o cientista John Dalton com base no que se pensava naquele tempo, concluiu que o átomo era um corpúsculo esférico, indivisível e indestrutível.

John Dalton

Modelo Atómico de Dalton

Modelo Atómico de Thomson:

Nos finais do século XIX, o cientista Joseph Thomson tirou novas conclusões acerca do modelo atómico. Através de uma experiência de tubos de descarga, Thomson verificou que o átomo tinha partículas de carga elétrica negativa, designadas de eletrões. Assim, Thomson pôde concluir que os átomos eram corpúsculos de carga elétrica positiva, onde se encontravam espalhados os eletrões, com carga negativa, fazendo com que a carga total do átomo ficasse nula. Surgiu assim o primeiro modelo de átomo divisível.

Joseph Thomson

Modelo Atómico de Thomson

Modelo Atómico de Rutherford:

No início do século XX, o cientista neozelandês Ernest Rutherford, após várias experiências com partículas

Ernest Rutherford

α pode concluir que:

Modelo Atómico de Rutherford

• A maior parte do átomo era espaço vazio;
• O átomo tinha um núcleo pequeno de carga elétrica positiva, onde se concentrava toda a massa do átomo;
• Os eletrões, com carga elétrica negativa, moviam-se à volta do núcleo, como os planetas se movem em volta do Sol.

Assim surgiu o primeiro modelo planetário do átomo.

 Modelo Atómico de Bohr:
Pouco tempo depois, Niels Bohr completou o modelo atómico do cientista neozelandês com as suas ideias:

• Os eletrões movem-se à volta do núcleo com as suas órbitas circulares;
• Os eletrões com mais valor de energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo, enquanto os que têm menos valor de energia movem-se em órbitas mais próximas do núcleo.

Niels Bohr

Modelo Atómico de Bohr