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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas –IF/AL Coordenadoria de Química Disciplina: Química - 2º bimestre Aluno:.................................................................

Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL- Campus Marechal/AL

Elaboração: Prof. Dr. Johnnatan Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL Prof. MsC. Alan John Duarte de Freitas – IFRN – Campus Maceió/AL Prof. Mikael de Lima Freitas – Secretaria do Estado de Educação de Alagoas

Maceió-AL

ALAGOAS

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NATUREZA DA MATÉRIA: ESTRUTURA ATÔMICA

Atribuem-se aos gregos, as primeiras tentativas de explicar a constituição da matéria e seu comportamento. Até então, os conhecimentos a cerca da constituição da matéria estavam relacionados à existência de quatro elementos básicos como pensavam os filósofos Empédocles e Aristóteles: água, terra, fogo e ar e que a mistura em proporções diferentes e definidas conduziriam as mudanças em sua composição.

Água

Terra

Fogo Ar atmosférico

Por volta de 478 a.C., o filósofo Leucipo, apresentou a primeira teoria atômica

de que se tem notícia, aperfeiçoada e divulgada por seu discípulo Demócrito. Leucipo fez a comparação com a areia de uma praia: vista de longe ela parece contínua, porém, observada de perto, notamos que é formada de pequenos “grãos”, os quais os denominaram de átomos. Então, seriam os átomos as partículas elementares da qual toda a matéria é formada. Porém, logo suas idéias foram abandonadas, pois estavam baseadas em reflexões filosóficas e não em dados experimentais.

Areia da praia vista de longe Areia da praia vista de perto

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Essas idéias levaram ao surgimento da alquimia, uma mistura de ciência, arte e magia, que predominou entre os séculos I e XV d.C. Os alquimistas foram os primeiros a tentar uma explicação fundamentada na experimentação, para a constituição da matéria. Seus principais objetivos tinham como preocupação a busca do elixir da longa vida (substância capaz de dar a vida eterna) e a descoberta de um método de transformar metais comuns em ouro (pedra filosofal).

Alquimista provando um suposto

elixir da longa vida Alquimista em busca da pedra filosofal

1. Modelos atômicos

Persiste na atualidade a busca quanto ao entendimento da constituição da matéria. Os pesquisadores buscam de certa forma, além de entender o comportamento da matéria, transmitir esses conhecimentos para as gerações futuras, como tal, dispões de modelos para explorar e mostrar suas idéias, foi assim que surgiram os modelos atômicos aqui mostrados. Cabe salientar, que não se trata em discutir qual o melhor, e sim, que devidamente refinados cada um tem sua validade. 2. Teoria Atômica de John Dalton (1808)

Embora Lavoisier, Proust e outros cientistas da época dispusessem de dados experimentais a respeito do comportamento da matéria, tais dados não eram suficientes para responder a questões do tipo: • Por que os elementos não se decompõem produzindo novas espécies de matéria? • Por que os compostos, ao se decomporem, produzem novas espécies de matéria? • Por que a massa não varia numa transformação química em ambiente fechado? • Por que um composto apresenta sempre a mesma composição em massa? • Por que o número de elementos conhecidos é reduzido e o número de compostos

chega aos milhares? Como se vê, faltava uma teoria que pudesse justificar as constatações

experimentais! Aproximadamente 2000 mil anos se passaram e para justificar resultados

experimentais, John Dalton no início do século XIX retoma as idéias de Leucipo e

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Demócrito a cerca da constituição da matéria. Para responder a essas perguntas e explicá-las em nível microscópico, surgiu, em 1808, uma teoria proposta por John Dalton, denominada teoria atómica de Dalton, nela, Dalton imagina o átomo como uma partícula: indivisível, indestrutível e intransformável na qual: • Toda espécie de matéria é formada de átomos. • O átomo é uma esfera densa, maciça e neutra. • Átomos de um mesmo elemento são iguais em todas as suas propriedades. • Átomos de elementos diferentes possuem propriedades físicas e químicas diferentes. • Um composto é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que

se unem entre si em várias proporções simples. Cada átomo guarda sua identidade química.

Embora o modelo atômico de Dalton predominasse por quase todo o século XIX

à medida que novas evidências surgiram, este modelo foi perdendo espaço, pois não explicava alguns fenômenos como os que ocorrem quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma solução, como os verificados por Michael Faraday (1834) nem os fenômenos radioativos, no qual átomos instáveis de alguns elementos químicos sofriam desintegrações e emitiam radiações. 3. Teoria Atômica de Joseph John Thomson (1897)

A partir do final do século XIX, vários cientistas realizaram diversos experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, denominadas de partículas subatômicas. O eletrón (e)

Em 1887, J. J. Thomson (1856-1940), estudando o comportamento de gases submetidos à descarga elétrica, descobriu um tipo de partícula negativa que devia fazer parte dos átomos: os elétrons, nome sugerido por Stoney.

À base desse estudo fez Thomson propor um novo modelo para o átomo, que o associou a um “pudim de passas” em um trabalho apresentado em 1897. Pois imaginava ele o átomo ser maciço e esférico (o que já era proposto por Dalton), porém divisível formado por um fluido com carga positiva no qual estavam dispersos os elétrons para garantir a eletroneutralidade da matéria.

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O próton (p)

Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, aprimorando experimentos realizados por Eugen Goldstein (1850-1930), descobriu uma nova partícula com carga positiva constituinte do átomo: o próton. A massa do próton é aproximadamente 1836 vezes maior que a do elétron.

Embora Rutherford tenha sido um dos mais brilhantes cientistas deste século e tenha feito inúmeras descobertas importantes, ele é mais conhecido pela famosa experiência na qual tentou verificar se os átomos eram realmente maciços. 4. Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911) A experiência de Rutherford

Não satisfeito com as idéias de átomos maciços, Rutherford propôs para seus assistentes um experimento, o qual foi sugerido bombardear uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga elétrica positiva, denominadas partículas alfa (), e provenientes de um material radioativo.

As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma

série de conclusões:

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Observação Conclusão A maior parte das partículas atravessava a lâmina sem sofrer desvios.

A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (eletros-fera) devem estar localizados os elétrons.

Poucas partículas (1 em 20 000) não atravessavam a lâmina e voltavam.

Deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo).

Algumas partículas sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina.

O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas (positivas).

A comparação do número de partículas que atravessavam a lâmina com o

número de partículas que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio do núcleo.

A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atómico, semelhante ao sistema solar. O nêutron (n)

Essas partículas foram descobertas em 1932 por Sir James Chadwick (1891-1974), durante experiências com material radioativo. Ele as denominou nêutrons.

Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam massa muito próxima à dos prótons, mas não têm carga elétrica.

O modelo atómico mais utilizado até hoje é o de Rutherford, com a inclusão dos nêutrons no núcleo.

5. As partículas que formam o átomo

Prótons e elétrons são partículas carregadas eletricamente; apresentam a mesma carga elementar, porém com sinais contrários. Já os nêutrons não são carregados.

Os prótons e os nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa e localizam-se no núcleo do átomo, já os elétrons que estão localizados na eletrosfera, possuem massa cerca de 1840 vezes menor que a dos prótons, daí ser considerada desprezível.

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Observe a tabela abaixo:

Partícula próton (p) elétron (e) nêutron (n)

Símbolo p+ e- n0 Carga elétrica real (C) +1,6 . 10-19 -1,6 . 10-19 0 Carga elétrica relativa +1 -1 0 Massa real (kg) 1,67 . 10-21 9,11 . 10-25 1,67 . 10-21 Massa relativa 1 1/1836 0 1

6. Modelo Atômico de Niels Böhr (1913)

O modelo de Rutherford, apesar de esclarecer os anseios dos cientistas da época não atendia aos conceitos físicos, como por exemplo: se uma partícula carregada como o elétron gira em órbitas circulares ao redor do núcleo este perderia energia e seria atraído em sua direção e haveria o colapso do átomo, logo a matéria não existiria.

Coube a Niels Böhr em 1913 a explicação. Suas teorias estão baseadas em

postulados, em que: 1º) Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias

circulares, chamadas de órbitas. Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são conhecidos sete níveis de energia ou camadas, denominadas K, L, M, N, O, P e Q.

2º) Cada nível (órbita) possui um valor de energia determinado. 3º) Um elétron não pode permanecer entre dois níveis. 4º) Um elétron para passar de um nível de menor energia para outro de maior

deve receber energia externa.

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5º) O retorno de um elétron ao nível inicial acompanha a liberação de energia na

forma de ondas eletromagnéticas.

Elemento sódio cálcio cobre potássio chumbo Cor da chama amarelo laranja verde violeta azul

7. Principais Características dos átomos

Número atômico (Z): é o número que indica a quantidade de prótons (p) presentes no

núcleo de um átomo. Z = n0 de prótons Como os átomos são eletricamente neutros, o número de prótons (p) é igual ao

de elétrons (e).

Número de massa (A): é a soma do número de prótons (p) e do número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. O número de massa pode ser expresso matematicamente da seguinte maneira:

A = p + n ou A = Z + n

Representação: Z X A

Exemplos: a) 6C12 b) 9O19 c) 11Na23

Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z).

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Observações importantes: O núcleo apresenta toda a massa do átomo. A eletrosfera é responsável pelo tamanho do átomo. 8. Exercício 1) Indique o nome de quem propôs os seguintes modelos:

2) (UFSC) Na famosa experiência de Rutherford, no início do século XX, com a lâmina de ouro, o(s) fato(s) que (isoladamente ou em conjunto) indicava(m) o átomo possuir um núcleo pequeno e positivo foi(foram): 01. As partículas alfa teriam cargas negativas. 02. Ao atravessar a lâmina, uma maioria de partículas alfa sofreria desvio de sua trajetória. 04. Um grande número de partículas alfa não atravessaria a lâmina. 08. Um pequeno número de partículas alfa atravessando a lâmina sofreria desvio de sua trajetória. 16. A maioria das partículas alfa atravessaria os átomos da lâmina sem sofrer desvio de

sua trajetória. Indique as correias. 3) (FESP) No núcleo encontram-se: a) somente elétrons. b) somente prótons. c) somente nêutrons. d) prótons e elétrons. e) prótons e nêutrons. 4) Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes nos átomos: a) 3Li7 b) 19K39 c) 25Mn55 5) (PUC-RS) Com relação ao átomo que possui 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons, pode-se afirmar que: a) seu número atómico é 7. b) seu número de massa é 3. c) a massa atómica é praticamente a soma das massas de 3 prótons e 4 nêutrons. d) existem 10 partículas no núcleo desse átomo. e) o núcleo do átomo tem carga zero.

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6) Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons nas espécies: a) 26Fe

56 26

56Fe2+ 26

56Fe3+

b) 17Cl

35 17

35Cl

Isótopos

São átomos que apresentam o mesmo número de prótons e diferentes números de massa e nêutrons. Ex.: 1H1 (prótio) 1H2 (deutério) 1H3 (trítio)

6C12 (carbono-12) 6C13 (carbono-13) 6C14 (carbono-14) Isóbaros

São átomos que apresentam o mesmo número de massa e números de prótons e nêutrons diferentes. Ex.: 6C14 e N14

26Fe57 e 27Co57 40Ca20 e 18Ar40

Isótonos

São átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de massa. Ex.: 6C13 e 7N14

17Cl37 e 20Ca40 Íons

Como já sabemos, entre as partículas que formam o átomo, os elétrons possuem carga negativa e os prótons, carga positiva. Assim, se o número de elétrons for igual ao número de prótons, a carga total do átomo será nula, pois a carga positiva de cada próton será compensada pela carga negativa do elétron correspondente. Dizemos que um átomo nessa situação está eletricamente neutro. Quando um átomo está eletricamente neutro, ele possui prótons e elétrons em igual número. Em determinadas circunstâncias, átomos podem ganhar ou perder elétrons. Quando isso acontece, sua carga total deixa de ser zero, ou seja, o átomo fica com desequilíbrio de carga elétrica, formando os íons, logo: Íons são espécies com desequilíbrio de cargas elétricas (número de prótons diferentes do de elétrons, ou seja, são espécies carregadas). Se um átomo neutro recebe elétrons adquire carga negativa transformando-se em um ânion (íon negativo). Por outro lado, se um átomo neutro perder elétrons, passa a apresentar um excesso de prótons, isto é, transforma-se em um cátion (íon positivo). Ex.: 17Cl 23Na+

Ânion Cátion Espécies isoeletrônicas

São espécies que apresentam o mesmo número de elétrons.

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Ex.: 13Al+3 10Ne 12Mg+2 9F 9. Exercício 7) (ESPM-SP) Um átomo X tem 56 prótons e 81 nêutrons. Um átomo Y tem número de massa 138 e é isótopo de X, logo podemos afirmar que o número de nêutrons do átomo Y é igual a: a) 56. b) 57. c) 81. d) 82. e) 138. 8) Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características: 10 + XM5X 11 + XN4X + 8 Determine os números atômicos e os números de massa de M e N. 9) (Puccamp-SP) O silício, elemento químico mais abundante na natureza depois do oxigênio, tem grande aplicação na indústria eletrônica. Por outro lado, o enxofre é de importância fundamental na obtenção do ácido sulfúrico. Sabendo-se que o átomo 14Si28 é isótono de uma das variedades do 16S, pode-se afirmar que esse átomo de enxofre tem número de massa: a) 14. b) 16. c) 30. d) 32. e) 34. 10) (FURRN) Um átomo do elemento químico X é isótopo de 20A41 e isóbaro de 22B

44 Podemos concluir que o átomo do elemento X tem: a) 22 prótons. d) no de massa igual a 61. b) 24 nêutrons. e) no de massa igual a 41. c) 20 nêutrons. 11) (UFSC) Considerando as relações entre os átomos, indicadas no esquema a seguir,

pode-se afirmar que o(s) número(s): a) de massa de Y é 40. b) de massa de Z é 20. c) de prótons de Y é 22. d) de nêutrons de X é 20. e) de prótons de Z é 22. f) de nêutrons de Y é 20. g) de nêutrons de Z é 20.

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12) (FEEQ-CE) As representações 1H1, 1H

2 e 1H3 indicam átomos de hidrogênio com

números diferentes de: a) atomicidade. b) valência. c) elétrons. d) prótons. e) nêutrons. 13) (MACK-SP) Os números de prótons, de elétrons e de nêutrons do átomo 17Cl35 são, respectivamente: a) 17, 17, 18. b) 35, 17, 18. c) 17, 18, 18. d) 17, 35, 35. e) 52, 35, 17. 14) (Fuvest-SP) Quando se compara o átomo neutro de enxofre (S) com íon sulfeto (S2), verifica-se que o segundo possui: a) um elétron a mais e mesmo número de nêutrons. b) dois nêutrons a mais e mesmo número de elétrons. c) um elétron a mais e mesmo número de prótons. d) dois elétrons a mais e mesmo número de prótons. e) dois prótons a mais e mesmo número de elétrons. 15) (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos Y e Z: I – X é isóbaro de Y e isótono de Z. II - Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z. III - O número de massa de Z é 138. O número atômico de X é: a) 53. b) 54. c) 55. d) 56. e) 57. 10. Estudo da eletrosfera

A eletrosfera de um átomo é constituída por sete níveis de energia. Esses níveis de energia ou camadas são representadas pelas letras maiúsculas de K a Q ou pelos números de 1 a 7. Cada camada comporta um número máximo de elétrons. Quanto mais próxima do núcleo do átomo menor será sua energia, logo, a 1ª camada é a de menor energia e a 7ª a de maior energia.

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Os subníveis

Em 1920 análises por espectroscopia mostraram-se a melhor maneira de se estudar a eletrosfera dos átomos. A partir do modelo de Böhr, Arnold Sommerfield propôs que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadas de subníveis de energia.

Os subníveis, ou subcamadas, são subdivisões dos níveis de energia e são representados pelas letras minúsculas s, p, d e f. Cada uma dessas subcamadas comporta um número máximo de elétron e apresentam a ordem crescente de energia como apresentado abaixo:

11. Distribuição eletrônica para átomos neutros

Para fazer a distribuição dos elétrons deve-se levar em consideração a tendência de minimizar a energia da eletrosfera. Os elétrons procuram distribuir-se nos subníveis

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de menor energia, desde que haja lugar disponível. A maneira utilizada para fazer a distribuição e seguir o diagrama sugerido por Linus Pauling.

Para fazer a distribuição basta seguir as setas indicadas no diagrama. O diagrama mostra a ordem energética dos subníveis. Ex.:

Camada de valência → é a camada mais externa, ou seja, a mais afastada do núcleo. Subnível mais energético → é o último da distribuição. Elétrons de valência → são os elétrons da última camada. 12. Distribuição eletrônica para íons

Os íons só diferem dos respectivos átomos neutros apenas pelo número de elétrons. Assim, para fazer a distribuição eletrônica de íons, deve-se inicialmente fazer a distribuição do átomo neutro e, a seguir, retirar elétrons se for um cátion ou acrescentar se for um ânion. Contudo, devemos retirar ou colocar elétrons na camada de valência dos átomos.

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Ex.: 11Na → 1s2 2s2 2p6 3s1 retirando 1 elétron Na+ → 1s2 2s2 2p6

17Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 colocando 1 elétron Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 13. Exercício 16) Faça a distribuição eletrônica em subníveis de energia: a) 9F. b) 10Ne. c)15P. d) 28Ni. e) 56Ba. 17) (FOC-SP) A configuração eletrônica do escândio (21Sc), no seu estado fundamental, é: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1. b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3. c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s1 3d4. d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s1 3d5. 18) (FUC-MT) O bromo, que nas condições ambientes se encontra no estado líquido e é formado por átomos representados por 35Br80, apresenta: a) 25 elétrons na camada de valência. b) 2 elétrons na camada de valência. c) 7 elétrons na camada de valência. d) 35 partículas nucleares. e) 45 partículas nucleares. 19) A fosforita Ca3(PO4)2 é o principal componente dos ossos dos animais. Como podemos observar pela fórmula da fosforita, o elemento cálcio faz parte deste sal. Considerando o átomo de 20Ca40, podemos afirmar que o número de elétrons existentes no nível (camada) de valência do cálcio é igual a: a) 2 b) 4 C) 8 d) 10 e) 20 20) Qual o número atômico de um átomo, sabendo que o subnível de maior energia da sua distribuição eletrônica no estado fundamental é 4p2? 21) (Fuvest-SP) Considere os seguintes elementos e seus respectivos números atômicos: I - Na (11) II - Ca (20) III - Ni (28) IV - Al (13) Dentre eles, apresenta (ou apresentam) elétrons no subnível d de suas configurações eletrônicas apenas:

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a) l e IV b) III c) II d) II e III e) II e IV 22) (Vunesp-SP) Um átomo tem número de massa 31 e 16 nêutrons. Qual é o número de elétrons no seu nível mais externo? 23) (Fuvest-SP) A seguir, são mostradas quatro configurações eletrônicas. I - 1s2 2s2 2p6 II - 1s2 2s2 2p6 3s2 III - 1s2 2s2 2p6 3s2 3s5 IV - 1s2 2s2 2p6 3s2 3s5 a) Qual da configurações corresponde a cada um dos átomos Cl, Mg, Ne? b) Quais configurações apresentam o mesmo número de elétrons na camada de valência? (Dados os números atômicos: Cl = 17, K = 19, Al = 13, Ne = 10, Mg = 12.) 24) (U. Estácio de Sá-RJ) O cátion trivalente do cobalto (Z = 27) apresenta, nos níveis, a seguinte distribuição eletrônica: a) 2, 8, 15, 2. d) 2, 8, 17. b) 2, 8, 8, 8, 1. e) 2, 8, 14. c) 2, 8, 12, 2. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA: TABELA PERIÓDICA

1. Introdução

O número de elementos químicos conhecidos aumentou bastante no século passado, como podemos ver pela tabela a seguir:

Até o final do século Números de elementos conhecidos

XVII 14 XVIII 33 XIX 83

Até hoje 109 (?)

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Em Química, os critérios utilizados para a organização dos elementos foram estabelecidos ao longo do tempo.

A tabela periódica ou classificação periódica dos elementos é um arranjo que permite não só verificar as características dos elementos e suas repetições, mas também fazer previsões.

Com o grande aumento no número de elementos químicos conhecidos, os cientistas do século passado se depararam na situação de imaginar classificações onde os elementos ficassem reunidos em grupos com propriedades semelhantes denominadas de propriedades periódicas, tal objetivo era para facilitar o estudo desses elementos.

O trabalho mais meticuloso foi feito pelo professor de Química da Universidade de São Petersburgo (Rússia), Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), em 1869, quando ele ordenou cerca de 63 elementos químicos conhecidos em sua época em 12 linhas horizontais, em ordem de massas atômicas crescentes e tomando o cuidado de colocar na mesma vertical os elementos de propriedades químicas semelhantes. Surgiu, então, a tabela mostrada a seguir:

Mendeleev (1834-1907) Tabela proposta por Mendeleev

Um fato curioso, e que mostra como o raciocínio científico meticuloso pode às vezes levar a prever descobertas futuras, foi o seguinte: propositalmente, Mendeleev deixou “vazios” na tabela, onde aparece o sinal de interrogação (?), dizendo que no futuro seriam descobertos novos elementos químicos que deveriam ser aí encaixados. Suas previsões estavam plenamente corretas. Mendeleev foi além: conseguiu prever com grande precisão as propriedades dos elementos de massas atômicas 44 (hoje chamado escândio) e 72 (hoje chamado germânio), alguns anos antes de esses elementos serem descobertos.

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2. Classificação periódica atual (Mendeleev-Moseley) Além de ser mais completa que a tabela Mendeleev, a Classificação Periódica

Moderna proposta por Henry G. J. Moseley (1887-1915) apresenta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de números atômicos. Atualmente, sua apresentação mais comum é a mostrada a seguir:

3. Famílias, grupos ou colunas

A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias. Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. A mais

comum é indicar cada família por um algarismo romano, seguido das letras A e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam a posição do elétron mais energético nos subníveis.

No final da década de 80, a IUPAC propôs outra maneira: as famílias seriam indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B. Famílias A ou zero

Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos, e seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p.

Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de valência. Elas recebem ainda nomes característicos, ver tabela abaixo.

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Família ou grupo

No de elétrons na camada de

valência

Distribuição eletrônica da camada de

valência Nome

(1) IA 1 ns1 metais alcalinos

(2) IIA 2 ns2 metais alcalino-terrosos

(13) IIIA 3 ns2 np1 família do boro (14) IVA 4 ns2 np2 família do carbono

(15) VA 5 ns2 np3 família do nitrogênio

(16) VIA 6 ns2 np4 calcogênios (17) VIIA 7 ns2 np5 halogênios (18) VIIIA ou 0 8 ns2 np6 gases nobres

observação: nessa configuração, n é igual ao número do nível de valência. Observações: 1. A família 0 recebeu esse número para indicar que sua reatividade nas condições

ambientes é nula. 2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos,

está representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência.

3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o He: 1s2. Famílias B

Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de transição.

Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas, de 3 a 12), e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d.

IIIB (3) IVB (4) VB (5) VIB (6) VIIB (7)

VIIIB (8, 9 e 10) IB (11)

(IIB)

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido em subnível f (f1 a f14).

O esquema a seguir mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela periódica.

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4. Períodos

Na tabela atual existem sete períodos, e o número do período corresponde à quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos químicos apresentam. Veja alguns exemplos:

4Be — 1s2 2s2 K L 2 camadas eletrônicas (K e L): 2o período

13Al — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 K L M 3 camadas eletrônicas (K, L e M): 3o período

5. Localização na tabela periódica

A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que determinemos sua localização na tabela.

Vejamos um exemplo de como se pode localizar o elemento químico a partir da distribuição eletrônica:

35Br— 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 camadas (níveis): K = 2 L = 8 M = 18 N = 7

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Características da distribuição eletrônica Localização e classificação 4 camadas (K, L, M, N) 4o período 7 elétrons na camada de valência (4s2 4p5) família VIIA (halogênios) elétron de maior energia situado no subnível p (4p5) bloco p (elemento representativo) 6. Ocorrência dos elementos

Oficialmente, são conhecidos hoje 115 elementos químicos, dos quais 88 são naturais (encontrados na natureza) e 27 artificiais (produzidos em laboratório); estes últimos podem ser classificados em: cisurânicos - apresentam números atômicos inferior a 92, do elemento urânio, e são os seguintes: tecnécio (Tc, Z = 43), astato (At, Z = 85), frâncio (Fr, Z = 87), promécio (Pm, Z = 61). transurânicos - apresentam número atômico superior a 92 e são atualmente em números de 23. 7. Exercício 25) (U. F. Uberlândia-MG/Paies) No início do século XIX, com a descoberta e o isolamento de diversos elementos químicos, tornou-se necessário classificá-los racionalmente, para a realização de estudos sistemáticos. Muitas contribuições foram somadas até se chegar à atual classificação periódica dos elementos químicos. Em relação à classificação periódica atual, responda: a) Como os elementos são listados, sequencialmente, na tabela periódica? b) Em quais grupos da tabela periódica podem ser encontrados: um halogênio, um metal alcalino, um metal alcalino terroso, um calcogênio e um gás nobre? 26) (Mogi-SP) Considere os elementos 3Li, 9F, 8O, 20Ca e 16S. Quais apresentam maior similaridade em suas propriedades? Por quê? 27) (Cesgranrio) Fazendo a associação entre as colunas abaixo, que correspondem às famílias de elementos segundo a tabela periódica, a sequência numérica será: (1) Gases nobres ( ) Grupo 1A (2) Metais alcalinos ( ) Grupo 2A (3) Metais alcalino-terrosos ( ) Grupo 6A (4) Calcogênios ( ) Grupo 7A (5) Halogênios ( ) Grupo 0 a) 1, 2, 3, 4, 5. d) 3, 2, 4, 5, 1. b) 2, 3, 4, 5,1. e) 5, 2, 4, 3, 1. c) 3, 2, 5, 4, 1. 28) (Ulbra-RS) Consulte a tabela periódica e identifique elementos que podem ser classificados como:

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Metal Gás raro Halogênio Formador de cátion +2 a) Au

Ar

Se

O b) Ag N F K

c) Zn H I Sr d) W Xe Br Mg e) K He N C 29) (Vunesp) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência: I - 3s2 3p3; II- 4s2 4p5; III - 3s2. Com base nessas informações, assinale a afirmação errada. a) O elemento l é um não-metal. b) O elemento II é um halogênio. c) O elemento III é um metal alcalino-terroso. d) Os elementos l e III pertencem ao terceiro período da tabela periódica. e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica. 30) (PUC-PR) O subnível mais energético do átomo de um elemento no estado fundamental é 5p4. Portanto, o seu número atômico e sua posição na tabela periódica será: a) 40, 5A e 4o período. b) 34, 4A e 4o período. c) 52, 6A e 5o período. d) 56, 6A e 5o período. e) 55, 5A e 5o período. 31) (UEBA) Um átomo apresenta normalmente 2 elétrons na primeira camada, 8 elétrons na segunda, 18 elétrons na terceira camada e 7 na quarta camada. A família e o período em que se encontra esse elemento são, respectivamente: a) família dos halogênios, sétimo período. b) família do carbono, quarto período. c) família dos halogênios, quarto período. d) família dos calcogênios, quarto período. e) família dos calcogênios, sétimo período. 32) (PUC-SP) Na classificação periódica, considerando-se uma sequência de elementos de transição, dispostos em ordem crescente de números atômicos, pode-se concluir que os elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na: a) última camada eletrônica. b) penúltima camada eletrônica. c) antepenúltima camada eletrônica. d) última ou penúltima camada eletrônica. e) penúltima ou antepenúltima camada eletrônica.

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33) (UECE) Dados os elementos químicos: G: 1s2 J: 1s2 2s1 L: 1s2 2s2 M: 1s2 2s2 2p6 3s2 Apresentam propriedades químicas semelhantes: a) G e L, pois são gases nobres. b) G e M, pois têm dois elétrons no subnível mais energético. c) J e G, pois são metais alcalinos. d) L e M, pois são metais alcalino-terrosos. 8. Propriedades periódicas e aperiódicas

A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades dos elementos com suas estruturas atómicas. Essas propriedades podem ser de dois tipos: periódicas e aperiódicas. Propriedades periódicas

As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. Esse fato costuma ser traduzido pela seguinte lei:

Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos (Lei de Periodicidade ou Lei de Moseley). Exemplo: o número de elétrons na camada de valência. Raio atómico: o tamanho do átomo

O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. No gráfico a seguir, em que os valores foram obtidos experimentalmente, estão colocados, nas abscissas, os elementos em ordem crescente de seus números atômicos e nas ordenadas, os valores de raios atômicos.

De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores:

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Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.

Caso os átomos comparados apresentem o mesmo númeor de níveis (camadas), devemos usar outro critério. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho. Generalizando:

numa mesma família: o raio atómico (tamanho do átomo) aumenta de cima para baixo na tabela, devido ao aumento do número de níveis;

num mesmo período: o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda

na tabela, devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui a força de atração sobre os elétrons.

Energia de ionização Energia de ionização (E.I.): é a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.

X0 (g) + energia → X+g) + e

Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o eletron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover esse eletron. Generalizando: Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização.

numa mesma família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima; num mesmo período: a E.I. aumenta da esquerda para a direita.

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Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio. Por esse motivo, a energia necessária para retirar o segundo elétron é maior.

Assim, para um mesmo átomo, temos:

1a E.I. < 2a E.I. < 3a E.I. Afinidade eletrônica ou eletroafinidade Eletroafinidade: é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, "captura" um elétron.

X0 (g) + e → Xg) + energia

A medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores foram determinados para poucos elementos.

Veja no quadro aseguir alguns valores conhecidos de eletroafinidade.

Generalizando: Numa família ou num período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica.

Eletronegatividade

Átomos dos diversos elementos químicos apresentam diferentes tendências para atrair elétrons.

Denomina-se eletronegatividade a capacidade que os átomos de um determinado elemento possuem para atrair elétrons de uma ligação.

Há várias décadas, os químicos se preocupam em estabelecer escalas numéricas para expressar a eletronegatividade. Entre as muitas escalas existentes, a mais importante é a que foi elaborada pelo químico americano Linus Pauling (1901-1994).

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A partir desses valores podemos construir uma fila com alguns dos elementos que serão citados frequentemente em nosso curso de Química:

F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H > metais Densidade A densidade (d) de um corpo expressa a relação entre a massa (m) e o volume (V) ocupado por esse corpo.

d = m/v (em g/mL ou g/cm3)

Numa família, a densidade de um elemento aumenta com o número atômico, o que ocorre de cima para baixo.

Num período, a densidade cresce da extremidade para o centro. Esquematizando, temos:

Ponto de fusão e ponto de ebulição

Ponto de fusão (PF) é a temperatura na qual o sólido se transforma em líquido a uma determinada pressão.

Ponto de ebulição (PE) é a temperatura na qual o líquido se transforma em

vapor a uma determinada pressão.

À exceção dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, o ponto de fusão e o ponto de ebulição em um período crescem das extremidades para o centro, e numa família crescem de cima para baixo.

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9. Propriedades aperiódicas

As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) à medida que o número atómico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. Exemplos: a massa atómica de um elemento sempre aumenta de acordo com o número atómico desse elemento, o calor específico, a dureza, o índice de refração etc.

10. Exercício 34) (Cesgranrio) Considerando um grupo ou família na tabela periódica, podemos afirmar em relação ao raio atômico: a) Aumenta com o aumento do número atômico devido ao aumento do número de camadas. b) Aumenta à medida que aumenta o número de elétrons do nível L. c) Não sofre influência da variação do número atômico. d) Diminui à medida que aumenta o número atômico devido ao aumento da força de atração do núcleo. e) Diminui com o aumento do número atômico devido ao aumento do número de elétrons. 35) (UFMG) Com relação a átomos de oxigênio, todas as alternativas estão corretas, exceto: a) A massa total do átomo está, praticamente, concentrada no núcleo. b) A perda de elétron pelo átomo neutro ocorre com liberação de energia. c) O ganho de 2 elétrons leva à formação de um íon negativo de raio maior que o do átomo neutro. d) Os átomos de número de massa 18 têm 10 nêutrons. e) Os núcleos dos átomos neutros são envolvidos por 8 elétrons. 36) (UFMG) Na tabela periódica proposta por Mendeleev em 1869, havia um lugar vago para um elemento ainda não descoberto naquela época. Esse elemento pertenceria à coluna do carbono e silício e foi denominado eka-silício.

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Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907). Mendeleev previu, com grande exatidão, as propriedades do eka-silício. A descoberta do germânio em 1886 veio confirmar as previsões do químico russo. Considerando-se as propriedades do germânio e a sua posição na tabela periódica, Mendeleev poderia ter previsto para esse elemento todas as propriedades seguintes, exceto: a) Apresenta alta condutividade elétrica no estado sólido. b) É sólido à temperatura ambiente. c) Forma um cloreto com a composição GeCl4. d) Forma um óxido com a composição GeO2. e) Tem átomos mais pesados do que os átomos de silício. 37) (Faap-SP) Levando em consideração as posições dos elementos AI, Na, Pd, Zn e Ni na Tabela Periódica, disponha-os segundo a ordem crescente de suas respectivas densidades. 38) (Fuvest-SP) Considere os seguintes átomos neutros: A (18 elétrons), B (17 elétrons), C (11 elétrons) e D (2 elétrons). (A) A que família pertencem? (B) Coloque-os em ordem crescente dos potenciais de ionização. 39) Coloque os elementos AI, Ar, P, Na, F e N em ordem crescente de afinidade eletrônica. 40) (Fesp-SP) Constituem propriedades aperiódicas dos elementos: a) densidade, volume atômico e massa atômica. b) ponto de fusão, eletronegatividade e calor específico. c) volume atômico, massa atômica e ponto de fusão. d) massa atômica, calor específico e ponto de fusão. e) massa atômica e calor específico. 41) (UFRS) Pela posição ocupada na Tabela Periódica, qual dos elementos é o mais denso? a) Chumbo. b) Ósmio. c) Mercúrio. d) Urânio. e) Bário. 42) (Unip-SP) É dada a configuração eletrônica de cinco elementos químicos pertencentes ao mesmo período da Tabela Periódica:

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A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 D. 1s2 2s2 2p6 3s2 E. 1s2 2s2 2p6 3s1 O elemento que apresenta a primeira energia de ionização mais elevada é: a) A b) B c) C d) D e) E 43) (PUC-RS) A alternativa que apresenta os elementos em ordem crescente de seus potenciais de ionização é: a) hélio, carbono, berílio, sódio. b) neônio, flúor, oxigênio, lítio. c) sódio, neônio, carbono, lítio. d) flúor, potássio, carbono, berílio. e) potássio, sódio, nitrogênio, neônio. 44) (UEPI) Das afirmações abaixo são verdadeiras somente: I. Em um período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis. II. O raio atômico aumenta nos períodos com o aumento do número atômico. III. O elemento de número atômico (Z = 37) pertence ao 4º período e grupo 7A. IV. Os elementos do grupo 2A apresentam, na última camada, a configuração geral ns2. a) I, III e IV b) I, II e IV c) I, II e III d) I e IV e) II e IV 45) (UECE) Atualmente, para aumentar a absorção dos raios ultravioleta por filtros solares, se utiliza o TiO2, que aumenta o valor do fator de proteção solar (F.P.S.) sem afetar os atributos cosméticos do produto. Com relação ao titânio e ao oxigênio, podemos afirmar que são, respectivamente: a) metal alcalino e halogênio. b) metal alcalino e calcogênio. c) metal de transição e halogênio. d) metal de transição e calcogênio. 46) (Osec-SP) Um dos isótopos do elemento químico A, localizado na família 2A do 4o período da Classificação periódica, tem igual quantidade de prótons e nêutrons. O número de massa do isótopo é: a) 10 b) 20 c) 40 d) 50

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e) 60 47) (Mackenzie-SP) Se a distribuição eletrônica do átomo R é: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3, então R: a) pertence ao subgrupo 3A. b) apresenta o último orbital p completo. c) pertence à família do nitrogênio. d) é do grupo B. e) está no 3o período da Tabela Periódica. 48) (U. Ribeirão Preto-SP) Dois elementos A e B de números atômicos Z e Z + 1 respectivamente pertencem a um mesmo período da Tabela Periódica. Acerca desses elementos podemos afirmar que: a) se A é um halogênio, B é um metal alcalino. b) se A é um metal alcalino, B é um metal alcalino-terroso. c) a energia de ionização de A é superior a de B. d) o raio atômico de B é superior ao de A. e) os átomos dos dois elementos, no estado fundamental, são isoeletrônicos. 49) (ITA-SP) Em relação ao tamanho de átomos e íons, são feitas as afirmações seguintes: I. O Cl(g) é menor do que o Cl(g). II. O Na+

(g) é menor do que o Na(g). IIl. O Ca2+

(g) é maior do que o Mg2+(g).

IV. O Cl(g) é maior do que o Br(g). Das afirmações anteriores, estão corretas apenas: a) II. c) II e III. e) II, III e IV. b) I e II. d) I, III e IV. 50) (F. Dom Bosco-DF) Um elemento que apresenta, nos úllimos subníveis, a configuração 4s2, 3d2 é um elemento: a) alcalino. d) calcogênio. b) de Transição. e) gás nobre. c) alcalino-terroso. 11. Bibliografia PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química - volume único, 1ª ed., Ed. Moderna, 1999.

SARDELLA, A., Curso Completo de Química - volume único, 2ª ed., Ed. Ática, 1999.

USBERCO, J.; SALVADOR, E., Química – volume único, 5ª ed., Ed. Saraiva, 2002.

RUSSELL, J. B., Química Geral, 2ª ed., Vol. 1, Ed. Makron Books, 1994.

SANTOS, P. L.W.; MÓL, G. S., et al. Química e Sociedade - volume único., Ed. Nova Geração, 2005.