reposiÇÃo ifto 08 a 10/08
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IFTO – Campus Palmas
Prof. Marcos
Médio Integrado
08 a 10 de agosto
Reposição de Química
2º Bimestre 2011
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS
ELEMENTOS QUÍMICOS
Um pré-requisito necessário para construção da tabela
periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos.
Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata
(Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg)
fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira
descoberta científica de um elemento, ocorreu em
1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o
fósforo.
A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em
metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das
propriedades de outros elementos, determinando assim, se
seriam ou não metálicos.
PRIMEIRA TENTATIVA
Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a primeira idéia, com
sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou
tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas
massas atômicas, mas com propriedades químicas muito
semelhantes.
A massa atômica do elemento central da tríade, era
supostamente a média das massas atômicas do primeiro e
terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não
podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo
e iodo eram uma tríade,lítio,sódio e potássio formavam outros.
SEGUNDA TENTATIVA
O segundo modelo foi sugerido em 1864 por John A.R.
Newlands (professor de química no City College em Londres).
Sugerindo que os elementos poderiam ser arranjados
comparativamente a uma escala musical. Como em uma
escala musical, existe uma repetição das notas a cada
oitava, os elementos químicos teriam uma repetição periódica.
Este modelo colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos.
Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os
metais comuns como o ferro e o cobre. A ideia de Newlands foi
ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala
musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu
trabalho periódico (Journal of the Chemical Society).
TABELA DE MENDELLEV
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química
inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica
atual, paralelamente a Mendeleev, o alemão Lothar Meyer também
desenvolvia um trabalho semelhante em seu país. Mendeleiev criou
uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta
continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas
propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma
mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas
atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades
semelhantes. Formou-se então a tabela periódica.
A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras é
que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos
conjuntos, como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de
relações vertical, horizontal e diagonal.
NÚMERO ATÔMICO – HENRY MOSELEY
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o
número de prótons no núcleo de um determinado átomo era
sempre o mesmo. Moseley usou essa idéia para o número
atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados
de acordo com o aumento do número atômico, os problemas
existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao
trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada
no número atômico dos elementos.
A tabela atual difere bastante da de Mendeleev. Com o passar
do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica
moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de
novos elementos ou um número mais preciso na massa
atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos
conceitos originais.
ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES
O último elemento que ocorre na natureza a ser
descoberto, em 1925, foi o rénio. Desde então, os novos
elementos que entraram para a tabela periódica foram
produzidos pelos cientistas, através da fusão de átomos de
diferentes substâncias.
A última maior troca na tabela, resultou do trabalho de Glenn
Seaborg, na década de 1950. A partir da descoberta do
plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos
transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a
tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da
série dos lantanídios.
PERÍODOS
Corresponde aos níveis de energia da eletrosfera de um
átomo.
COLUNAS, GRUPOS OU FAMÍLIAS
Os elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de
elétrons na camada de valência (camada mais externa).
Assim, os elementos do mesmo grupo possuem
comportamento químico semelhante. Existem 18 grupos
sendo que o elemento químico hidrogênio é o único que não
se enquadra em nenhuma família e está localizado em sua
posição apenas por ter número atômico igual a 1, isto é, como
tem apenas um elétron na última camada, foi colocado no
Grupo 1, mesmo sem ser um metal. Na tabela os grupos são
as linhas verticais (de cima para baixo)
REPRESENTATIVOS E DE TRANSIÇÃO
Os mais importantes são os representativos.
METAIS, NÃO-METAIS E GASES NOBRES
Todos os metais são sólidos à temperatura ambiente, exceto o
mercúrio.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
f
f
d
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA ABREVIADA
H 1s1
He 1s2
Li [He] 2s1
Be [He] 2s2
B [He] 2s2 2p1
C [He] 2s2 2p2
N [He] 2s2 2p3
...
...
Ne [He] 2s2 2p6
Na [Ne] 3s1
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS
Propriedades periódicas são aquelas que variam
por períodos na tabela periódica.
Propriedades aperiódicas são aquelas que só
aumentam ou só diminuem com a ordem dos
números atômicos.
PERÍODICAS
O raio atômico de um elemento é definido como a
meia distância entre dois centros de átomos
vizinhos.
RAIO ATÔMICO
VOLUME ATÔMICO
Volume atômico designa o volume ocupado por um mol
átomos de um elemento numa fase condensada (líquida ou
sólida). É expresso em cm3/mol.
1 MOL = 6,02 . 1023
DENSIDADE ABSOLUTA
Denomina-se densidade absoluta, a razão contida entre a
massa e o volume, que toma conta dessa massa.
d = m
v
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO
(C) CARBONO – ponto de fusão (3.800ºC)
(W) TUNGSTÊNIO – ponto de fusão (3.422ºC)
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
Chama-se Potencial de Ionização ou Energia de Ionização a energia
necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado no
estado gasoso.
ELETROAFINIDADE
Eletroafinidade é a quantidade de energia liberada por um
átomo no estado gasoso, ao ganhar elétron.
APERÍODICAS
Sempre aumenta com o aumento número atômico.
NÚMERO DE MASSA
O calor específico consiste na quantidade de calor
que é necessário fornecer à unidade de massa
(geralmente 1g) de uma substância para elevar a
sua temperatura de um grau.
Essa propriedade sempre diminui com o aumento
do número atômico.
CALOR ESPECÍFICO
A unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da
massa de um átomo de isótopo de carbono-12 (12C).
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
1 u = 1,66 . 10-24 g
MASSA ATÔMICA
Massa atômica é massa do átomo medida em
unidades de massa atômica (u).
É a média proporcional dos isótopos de cada
elemento químico.
MASSA ATÔMICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
A massa atômica (M.A), multiplicada pelo calor
específico (c) do elemento, no estado sólido, é
aproximadamente igual a 6,4.
REGRA DE DULONG-PETIT
(M.A) . c = 6,4
É a massa da molécula medida em unidades de
massa atômica (u).
MASSA MOLECULAR
EXERCÍCIOS
Págs. 118 e 119 (todos).
Págs. 121, 122, 123, 128, 129, 130, 133, 134.
Exercícios devem ser feitos em grupos com até 3 integrantes.
As respostas dos exercícios devem ser enviadas, com o nome
dos integrantes para o e-mail:
[email protected] até o dia da avaliação
(30/08).
Págs. 265, e 267.