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