Tabela Periódica
Histórico
Tríades de Döbereiner: reuniu três elementos quimicamente semelhantes, de modo que a massa atômica deles era a média aritmética dos outros dois.
Parafuso Telúrico de Chancourtois: dispôs os elementos em ordem crescente de massas atômicas, numa linha em espiral, de modo que os elementos da mesma vertical apresentavam propriedades químicas semelhantes.
Lei das Oitavas: reuniu os elementos em ordem crescente de massa atômica sendo que o oitavo elemento apresentava propriedades semelhantes ao primeiro e assim por diante.
Tabela de Mendeleyev: dispôs os elementos em linhas horizontais de tal modo que os elementos semelhantes se localizavam na mesma vertical. Mendeleyev estabeleceu que muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam com suas massas atômicas “periodicamente”, fazendo previsões de propriedades de alguns elementos desconhecidos na época.
Moseley: corrigiu a tabela de Mendeleyev e estabeleceu que “ muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam com seus números atômicos periodicamente”.
Classificação Periódica moderna
A tabela periódica atual é constituída por:
Sete períodos (Horizontais): onde o período indica quantos níveis de energia o átomo do elemento apresenta em sua configuração eletrônica.
Dezoito colunas, Grupos ou Famílias (Verticais): onde o grupo indica o elétron de diferenciação do átomo do elemento, ou seja, o elétron de maior energia.
Referências :
Elementos representativos: São elementos cuja distribuição eletrônica termina em s ou p (são os elementos pertencentes às famílias A).
Exemplos :
12Mg: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2--------------------------- 3º período e família 2A .
14Si: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2------------------------ 3º período e família 4A .
33As: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p3------- 4º periodo e família 5A .
18Ar: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6----------------------- 3º período e família 8A .
Elementos de Transição
São elementos cuja distribuição eletrônica termina em d (pertencem à família B).
Exemplo:
21Sc: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1.
Elementos de Transição Interna
São elementos cuja distribuição eletrônica termina em f (pertencem à família B e constituem as séries dos Lantanídeos e Actinídeos).
Exemplo:
57La: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f1.
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1) O Princípio de Heisenberg afirma que não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. Essa dificuldade levou Schödinger a desenvolver o conceito de:
a) Átomo
b) Núcleo
c) Nêutron
d) Orbital
2) O bombardeamento sobre uma folha de ouro com partículas α (alfa), no experimento de Rutherford, mostra que algumas dessas partículas sofrem desvio acentuado na sua trajetória, devido ao fato de que as partículas alfa:
a) Chocam-se com as moléculas de ouro.
b) Tem carga positiva e são repelidas pelo núcleo.
c) São muito lentas e qualquer obstáculo as desvia
d) São grandes demais e não conseguem atravessar a lâmina de ouro.
3) Considerando a experiência de Rutherford, assinale a alternativa falsa:
a) A experiência consistiu em bombardear películas metálicas delgadas com partículas alfa.
b) Algumas partículas alfa foram desviadas do seu trajeto devido à repulsão exercida pelo núcleo positivo do metal.
c) Observando o espectro de difração das partículas alfa, Rutherford concluiu que o átomo tem densidade uniforme.
d) Essa experiência permitiu descobrir o núcleo atômico e seu tamanho relativo.
e) Rutherford sabia antecipadamente que as partículas alfa eram carregadas positivamente.
4) O elemento alumínio (Al), em certas condições pode originar o cátion Al3+ . Isso significa que o átomo de alumínio:
a) Ganhou 3 elétrons
b) Ganhou 3 prótons
c) Perdeu 3 elétrons
d) Perdeu 3 nêutrons
5) O número atômico de um elemento químico, é igual ao seu número de prótons, enquanto o número de massa é igual à soma de seus prótons com seus nêutrons. O elemento ferro, cuja representação é 26Fe56 contém:
a) 56 prótons e 30 nêutrons.
b) 30 prótons, 30 elétrons e 30 nêutrons.
c) 26 prótons, 26 elétrons e 26 nêutrons.
d) 26 prótons, 26 elétrons e 30 nêutrons.
6) Os átomos dos elementos químicos são constituídos basicamente por:
a) Elétrons e prótons no núcleo e nêutrons na eletrosfera.
b) Prótons e nêutrons no núcleo e elétrons na eletrosfera.
c) Elétrons e nêutrons no núcleo e prótons na eletrosfera.
d) Elétrons no núcleo e prótons e nêutrons na eletrosfera.
7) Em uma reação química, os átomos podem perder ou ganhar elétrons. Nessas condições:
a) Ocorre a formação de cátions e ânions.
b) Ocorre a formação apenas de cátions.
c) Ocorre a formação apenas de ânions.
d) Não há formação de íons.
8) Os íons Cu+ e Cu2+, provenientes de um mesmo isótopo de Cobre, diferem quanto ao:
a) Número atômico
b) Número de massa
c) Número de prótons
d) Número de nêutrons
e) Número de elétrons
9) Um cátion metálico trivalente tem 76 elétrons e 118 nêutrons. O número atômico e o número de massa do átomo do qual se originou são, respectivamente:
a) 73 e 194
b) 73 e 197
c) 79 e 194
d) 79 3 197
10) O átomo do elemento Cloro é representado por 17Cl35 , sendo que, em certas condições, forma o ânion monovalente representado por Cl-1. Nesse ânion existem:
a) 17 prótons, 18 elétrons e 18 nêutrons.
b) 17 prótons, 17 elétrons e 18 nêutrons.
c) 18 prótons, 18 elétrons e 18 nêutrons.
d) 17 prótons, 18 elétrons e 19 nêutrons.
CAPÍTULO III - LIGAÇÕES QUÍMICAS
Nem todos os átomos são completosem si mesmos, isto é, eles não podem existir livres e isolados na Natureza. Para serem completos eles precisam ligar-se a outros átomos para adquirirem estabilidade.
Os únicos átomos que apresentam estabilidade sem se ligar a outros, são os Gases Nobres. Estes elementos possuem 2 ou 8 elétrons em sua última camada (dizemos que a sua última camada está completa) e estão quimicamente estáveis, isto é, podem existir livres na Natureza. Isto se chama TEORIA DO OCTETO.
LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre geralmente entre Metais e Não – Metais; o metal transfere elétrons para o não – metal.
O metal que perde todos os elétrons da camada de valência, se transforma num cátion, cuja carga elétrica será +1, +2 ou +3, conforme o número de elétrons perdidos.
O não – metal ganha elétrons em quantidade suficiente para adquirir configuração eletrônica de gás nobre, transformando-se em ânion de carga elétrica -3, -2 ou -1, conforme o número de elétrons adquiridos.
Como os íons formados possuem cargas elétricas opostas, eles se atraem fortemente, formando as substâncias iônicas. A proporção entre íons é tal que a carga total positiva é igual à carga total negativa.
Exemplos:
Fórmula de Lewis: representa os elementos pelos elétrons da última camada (elétrons de valência).
Ligação entre Na e Cl
11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 ----------à 1 elétron na última camada.
17Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5------à 7 elétrons na última camada.
Ligação entre Al e O
13Al: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 ------à 3 elétrons na última camada.
16O: 1s2, 2s2, 2p4-------------------à 6 elétrons na última camada.
Propriedades das substâncias iônicas
· As substâncias iônicas apresentam-se geralmente no estado sólido, com íons aglomerados e distribuídos geometricamente no espaço formando um retículo cristalino.
· As substâncias iônicas tem PF e PE elevados devido à forte interação entre os íons.
Exemplos:
NaCl PF = 800 °C CaCl2 PF = 782°C
PE = 1413°C PE = 1600°C
· Um número considerável de substâncias iônicas é solúvel em água.
· As substâncias iônicas são boas condutoras de corrente elétrica em solução aquosa ou no estado líquido (quando fundidas) devido à presença de íons em movimento.
LIGAÇÃO COVALENTE
Ocorre quando átomos de não-metais e/ou hidrogênio compartilham pares de elétrons. A ligação pode ser comum ou dativa.
· Ligação covalente comum: na ligação comum, o par de elétrons é formado por um elétron de cada átomo, não importando se os átomos são iguais ou diferentes. Esse par de elétrons passa a pertencer simultaneamente a dois átomos. O número de pares formados depende do número de elétrons que faltam para cada átomo atingir a estabilidade. A valência dos átomos é determinada pelo número de pares eletrônicos da ligação. As moléculas são formadas pelo compartilhamento de elétrons; as substâncias assim originadas denominam-se substâncias moleculares .
As moléculas e suas ligações podem ser representadas pelas fórmulas eletrônica (ou de Lewis), estrutural e molecular. A fórmula estrutural representa com um traço cada par de elétrons que forma a ligação. A fórmula molecular indica o número de átomos de cada elemento na molécula.
Exemplos:
· Ligação entre átomos de Hidrogênio (H)
1H: 1s1 =======> 1 elétron na última camada.
· Ligação entre átomos de Hidrogênio e Oxigênio
1H: 1s1===========> 1 elétron na última camada.
8O: 1s2, 2s2, 2p4 ====> 6 elétrons na última camada.
· Ligação do H2CO3
1H: 1s1 ================> 1 elétron na última camada.
6C: 1s2, 2s2, 2p2==========> 4 elétrons na última camada.
8O: 1s2, 2s2, 2p4 =========> 6 elétrons na última camada.
· Ligação covalente dativa ou coordenada: existem compostos moleculares em que o número de átomos presentes não pode ser explicado, considerando-se apenas a ligação covalente comum. Nesse caso, ocorre compartilhamento de pares de átomos provenientes de um único átomo. Esse tipo de ligação recebe o nome de ligação covalente dativa ou coordenada e equivale a duas unidades de valência. Na fórmula estrutural, representa-se a ligação dativa por meio de uma seta.
Exemplo:
Vamos considerar o Dióxido de Enxôfre (SO2) e verificar as ligações entre seus átomos.
16S: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 =========> 6 elétrons na última camada.
8O: 1s2, 2s2, 2p4 ================> 6 elétrons na última camada.
· Ligação Metálica
Segundo a chamada Teoria da Nuvem Eletrônica, alguns átomos “perdem” elétrons de suas últimas camadas tornando-se cátions. Esses elétrons transitam livremente entre os átomos e cátions, criando uma forte força de atração, unindo-os.
Propriedades das substâncias metálicas
· Os metais apresentam cátions no retículo cristalino.
· Os metais são bons condutores de energia elétrica, principalmente no estado sólido, devido à movimentação dos elétrons livres.
· Os PF e PE dos metáis são bem variados e abrangem uma faixa bem ampla.
Exemplos: Cs PF = 28,4°C W PF = 3410°C
PE = 670°C PE = 5900°C
· Nas condições ambientes são sólidos, exceto o Mercúrio (Hg), que é líquido e o Césio (Cs), que, dependendo da temperatura ambiente, também é líquido.
· Os metais são em grande parte maleáveis (podem ser transformados em lâminas) e dúcteis (podem ser transformados em fios).
· Apresentam brilho característico.
Ligas metálicas são uniões de 2 ou mais metais, podendo ainda incluir semi-metais ou não-metais.
Exemplos de ligas metálicas:
· Ouro 18 quilates é uma liga de ouro e cobre.
· Bronze é uma liga de cobre e estanho.
· Latão é uma liga de cobre e zinco.
· Aço é uma liga de ferro e carbono.
· “Liga leve” é uma liga de alumínio e magnésio.
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1. Em uma reação química entre os elementos A e B, o elemento A perdeu dois elétrons, formando um cátion bivalente, enquanto que o elemento B recebeu um elétron, formando um ânion monovalente. A fórmula do composto por eles formado tem a representação:
a) AB
b) A2B
c) A2B3
d) AB2
2. O elemento químico X tem 2 elétrons no último nível de energia (nível de valência), enquanto que o elemento Y tem 3 elétrons no mesmo nível. As fórmulas dos óxidos formadas por esses elementos tem as seguintes representações:
a) X2O e Y2O3
b) XO e Y2O3
c) XO e YO
d) X2O3 e YO
3. Um elemento metálico “M” tem três elétrons em seu nível eletrônico mais externo. O ânion sulfito é representado por SO32- . A fórmula correta do sulfito desse metal é:
a) MSO3
b) M2(SO3)3
c) M3SO3
d) M3(SO3)2
4. Os átomos dos metais alcalinos-terrosos (M) apresentam dois elétrons em sua camada de valência. É de se prever que os óxidos e os cloretos desses metais tenham, respectivamente, as fórmulas mínimas:
a) MO e MCL2
b) MO e MCL
c) MO2 e MCL
d) MO2 e MCL4
e) M2O e MCl2
5. Considere as seguintes espécies químicas:
H+ NH3 NH4+ SO42-
Qual das fórmulas a seguir é a correta?
a) NH3SO4
b) (NH3)2SO4
c) (NH3)HSO4
d) (NH4)SO4
e) (NH4)HSO4
6. O tipo de ligação química que se caracteriza pela existência de “elétrons livres”, também chamado de “mar de elétrons”, é a ligação:
a) Iônica
b) Simples
c) Metálica
d) Covalemte
7. Considerando as afirmações a respeito das ligações químicas:
I - Nas ligações iônicas, ocorre com transferência de elétrons de um átomo para outro.
II – Nas ligações covalentes, ocorre emparelhamento de elétrons entre um átomo e outro.
III – As espécies químicas NaCl e H2O são exemplos de compostos que apresentam, respectivamente, ligações iônicas e moleculares.
Podemos dizer que estão corretas as afirmativas:
a) I e II
b) II e III
c) I, II e III
d) Apenas III
8. Na molécula da água (H2O) e na espécie química cloreto de potássio (K+; Cl-), existem, respectivamente:
a) Ligações iônicas e ligações iônicas.
b) Ligações iônicas e ligações covalentes.
c) Ligações covalentes e ligações covalentes.
d) Ligações covalentes e ligações iônicas.
9. Ferro (Fe), óxido de ferro (FeO) e polietileno (C2H4)n apresentam, respectivamente, ligações:
a) Covalente, iônica e metálica
b) Covalente, metálica e iônica
c) Iônica, covalente e metálica
d) Metálica, iônica e covalente.
10. Esta questão refere-se à classificação periódica dos elementos, esquematizada a seguir. Os símbolos dos elementos foram substituídos por letras arbitrariamente escolhidas. A letra T representa o símbolo de um gás nobre.
Baseado na posição dos elementos mencionados na tabela periódica anterior, a fórmula falsa é:
a) X2L
b) YW2
c) M2J3
d) QW3
e) GR4
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