Estrutura Atómica. Tabela Periódica.
Ligação Química.
Trabalho realizado por: Fábio Nóbrega, 4234, MIA 20.23
João Oliveira, 4239, MIA 20.23
Rafael Dias, 4248, MIA 20.23
Índice:
• Evolução da Tabela periódica, para que ser serve e sua importância.
• Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
• Escolher um elemento dos grupos 1, 2, 17 e 18 e faça o seguinte estudo:
características de cada elemento /substância elementar (número atómico, raio atómico, tipo de ligação
química, energias de ionização, pontos de fusão e de ebulição,...);
substâncias em que se encontra e propriedades destas; utilização destas substâncias na indústria e implicações
para o ambiente.
Evolução da Tabela periódica, para que ser serve e
sua importância.
O modelo de tabela periódica que conhecemos
atualmente, foi proposto pelo químico russo Dmitri
Mendeleiev (1834-1907), no ano de 1869. A finalidade
fundamental de criar uma tabela era para facilitar a
classificação, a organização e o agrupamento dos
elementos químicos conforme suas propriedades.
Muitos estudiosos já tentavam organizar estas
informações e, portanto, muitos modelos anteriores
foram apresentados.
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Os átomos no estado fundamental possuem a mesma quantidade de protões (cargas positivas) e de eletrões
(cargas negativas), ou seja, são neutros. Mas na formação das ligações iônicas, ocorre a extração de um ou
mais eletrões da camada de valência do átomo, que são transferidos para outro átomo, resultando na
formação de iões. O átomo que perdeu os eletrões transforma-se em uma (espécie carregada positivamente).
Para “arrancar” esses eletrões do átomo isolado ou de um iao, é necessário aplicar uma determinada
quantidade de energia, que é chamada de energia de ionização (porque houve a formação de iões) ou
potencial de ionização. Assim, podemos fazer a seguinte definição: “Energia de ionização ou potencial de
ionização é a energia aplicada para retirar um eletrão do átomo (ou do ião) isolado no estado gasoso.”
X(g) → X+(g) + e-
I = E(X+) - E(X)
Os valores das energias de ionização podem ser expressos em eletrovolts (eV), mas de acordo com o SI
(Sistema Internacional de Unidades), eles devem ser expressos em kJ/mol.
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Quando se retira o primeiro eletrão de um átomo neutro, há a primeira energia de ionização (I1). Já a energia
necessária para retirar o segundo eletrão que foi formado é chamada de segunda energia de ionização (I2) e
assim por diante. A primeira energia de ionização é sempre menor que a segunda energia de ionização e assim
sucessivamente. Isso acontece porque, no primeiro caso, o eletrão está na camada mais externa ao núcleo e,
como está mais longe dos protões, a atração entre eles é menor, sendo mais fácil retirar o eletrão. Por
exemplo, consideremos um átomo de cobre (Cu(g)) que possui quatro níveis de energia no estado fundamental
e um eletrão no subnível mais externo (4s1): 29Cu +785 kJ/mol → 29Cu+ + e29Cu + 1955 kJ/mol → 29Cu2+ + eA segunda energia de ionização foi maior do que a primeira. Isso nos mostra que a energia de ionização é uma
propriedade periódica, que varia conforme o número atômico dos átomos dos elementos da Tabela Periódica.
Podemos notar também que essa propriedade segue um padrão de variação relacionado com o do raio
atômico, pois depende da distância que os eletrões estão do núcleo, ou seja, quanto maior o raio atômico,
menor a energia de ionização e vice-versa.
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Isso quer dizer que os valores das energias de ionização dos elementos crescem no sentido oposto ao
crescimento do raio atômico, ou seja, aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. Os valores das
energias de ionização são medidos experimentalmente e podemos comparar esses valores para confirmarmos
esse padrão de variação mencionado:
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Considerando os elementos em uma mesma família: A primeira energia de ionização aumenta de baixo para
cima. Isso acontece porque, conforme vai descendo, os níveis de energia e o raio atômico vão aumentando e
os eletrões ficam mais distantes do núcleo, por isso fica mais fácil retirá-los. Por exemplo, o H (hidrogênio)
possui somente uma camada eletrônica, então seu elétron está bem próximo ao núcleo. Já o Cs (césio) possui
seis camadas eletrônicas, estando seus eletrões bem distantes do núcleo. É por isso que a energia de ionização
do H é bem maior (1312) que a do Cs (376).
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Considerando os elementos em um mesmo período: A primeira energia de ionização aumenta da esquerda
para a direita. Isso ocorre porque, conforme caminha para a direita, a quantidade de níveis permanece a
mesma, mas a quantidade de eletrões vai aumentando, ou seja, a atração pelo núcleo aumenta e seu raio
diminui. Com isso, a energia necessária para vencer essa força de atração precisará de ser maior. Por exemplo,
o Na (sódio) e o Ar (argónio) pertencem ao terceiro período, o que significa que ambos possuem três camadas
eletrônicas, mas o Na possui somente um elétron na sua camada mais externa, enquanto o Ar possui oito
eletrões nessa camada. Por isso, a primeira energia de ionização do Ar será bem maior (1521) que a do Na
(496).
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Isso significa que os maiores valores para a energia de ionização são dos elementos situados próximos ao Hélio,
ou seja, na parte superior à direita da Tabela Periódica. Por outro lado, os menores valores são dos elementos
situados próximos ao césio, na parte inferior à esquerda da Tabela Periódica.
Como varia o raio atómico, raio iónico e a energia de
ionização dos elementos ao longo da Tabela Periódica.
Isso explica algumas propriedades dos elementos, como o fato de os elementos próximos ao Césio serem
metais e os elementos próximos ao hélio serem ametais. Conforme o texto Ligação Metálica mostra, os metais
são formados por aglomerados de átomos neutros mergulhados em uma “nuvem” ou “mar” de eletrões
deslocalizados. Isso significa que eles devem ter maior facilidade de perder eletrões e, por isso, somente os
elementos com baixa energia de ionização podem formar sólidos metálicos. Por outro lado, os elementos no
canto superior à direita não possuem essa facilidade de perder eletrões, porque possuem altas energias de
ionização e, por essa razão, são ametais.
Grupo 1- Césio:
Massa atómica: 132,9054519(2) u
Raio atómico (calculado): 298 pm
Raio covalente: 225 pm
Configuração eletrónica: [Xe] 6s1
Estado da matéria: sólido
Ponto de fusão: 301,6 K
Ponto de ebulição: 944 K
Potencial de ionização: 375,7 kJ/mol
É obtido dos resíduos produzidos pelos reatores
nucleares. O césio tem sido habitualmente utilizado
em relógios atómicos de alta precisão.
Grupo 2- Estrôncio:
Massa atómica: 87,62(1) u
Raio atómico (calculado): 200 pm
Raio covalente: 192 pm
Configuração eletrónica: [Kr] 5s2
Estado da matéria: sólido
Ponto de fusão: 1050 K
Ponto de ebulição: 1655 K
Potencial de ionização: 549,5 kJ/mol
O metal encontra-se na natureza combinado com
outros elementos formando compostos. Reage
rapidamente com a água libertando hidrogênio para
formar o hidróxido. Atualmente a principal aplicação
do estrôncio é em cristais para tubos de raios
catódicos de televisores em cores.
Grupo 17- Bromo:
Massa atómica: 79,904 u
Raio atómico (calculado): 120 pm
Raio covalente: 120±3 pm
Configuração eletrónica: [Ar] 4s2 3d10 4p5
Estado da matéria: líquido
Ponto de fusão: 265,8 K
Ponto de ebulição: 332 K
Potencial de ionização: 1139,9 kJ/mol
Balard encontrou composto de bromo nas cinzas de
macroalgas de pântanos de sal em Montpellier. O
bromo molecular é empregado na fabricação de uma
ampla variedade de compostos de bromo, usados na
indústria e na agricultura.
Grupo 18- Árgon:
Massa atómica: 39,948(1) u
Raio covalente: 97 pm
Configuração eletrónica: [Ne] 3s2 3p6
Estado da matéria: gasoso
Ponto de fusão: 83,80 K
Ponto de ebulição: 87,30 K
Potencial de ionização: 1520,6 kJ/mol
O gás é obtido por meio da destilação fracionada do ar
líquido, onde é encontrado numa proporção de
aproximadamente 0,94%, eliminando-se
posteriormente o oxigénio residual com hidrogénio. É
empregado como gás de enchimento em lâmpadas
incandescentes, já que não reage com o material do
filamento, mesmo em altos níveis de temperatura e
pressão. Com isso, prolonga-se a vida útil da lâmpada.