Elementos Representativos

Todos os elementos representativos fazem parte das colunas da tabela periódica que contem a letra A, sendo elas as seguintes IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA.

Essas colunas possuem como característica comum a todas, o fato de que a camada de valência possui como subnivel de maior energia S ou P, tendo como número de valência o mesmo número representante da coluna.

Ou seja, os elementos representativos são todos aqueles que não possuem seus subniveis completos. Sendo a família IA e IIA com subnivel de maior energia S, e o restante com o subnivel de maior energia P.

São participantes desta classe as seguintes famílias:

• Família dos Metais Alcalinos (com exceção do hidrogênio) (IA)
• Família dos Metais Alcalinos Terrosos (IIA)
• Família do Boro (IIIA)
• Família do Carbono (IVA)
• Família do Nitrogênio (VA)
• Família dos Calcogênios (VIA)
• Família dos Halogênios (VIIA)
• Família dos Gases Nobres (VIIIA)

A distribuição dos elementos representativos fica da seguinte 

 forma: 

FAMILIA	ELÉTRONS DE VALENCIA	DISTRIBUIÇÃO NO SUBNIVEL
IA	1	s1
IIA	2	s2
IIIA	3	s2-p1
IVA	4	s2-p2
VA	5	s2-p3
VIA	6	s2-p4
VIIA	7	s2-p5
VIIIA	8	s2-p6

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/elementos-representativos/

Cátions e Ânions

 

Os átomos dos elementos químicos encontrados na Tabela Periódica são partículas isentas de carga elétrica, isto é, apresentam mesmo número de prótons e de elétrons em sua estrutura. Entretanto, a maioria dos elementos químicos, excetuando-se os gases nobres, não existem naturalmente conforme são representados na Tabela Periódica. Assim, qualquer átomo ou agrupamento atômico que apresentar desequilíbrio de cargas elétricas, isto é, apresentar diferenças entre o número de prótons e o de elétrons, será denominado de íon.

Os íons são as unidades estruturais de todos os sais, tanto orgânicos como inorgânicos, e continuam a existir mesmo ao se dissolver o retículo do sal. A própria água pura está dissociada em íons, embora apresente um baixo grau de dissociação, ou seja, uma quantidade pequena de íons. Os íons também se apresentam no estado gasoso em altas temperaturas, sendo devido a eles o brilho das chamas em uma combustão.

Dependendo da partícula excedente, prótons ou elétrons, os íons podem ser positivos e negativos, sendo os primeiros originados pela remoção de elétrons de seus átomos e os segundos, pelo acréscimo. Os íons positivos (que apresentam mais prótons do que elétrons) são denominados cátions e os negativos (que apresentam menos prótons do que elétrons), são denominados ânions. Esta nomenclatura originou-se em torno de 1839, e pode ser atribuída aos trabalhos de Michael Faraday sobre o eletromagnetismo.

No caso de uma solução, os íons positivos migram para o pólo negativo de uma corrente elétrica de polaridade constante que esteja mergulhada na solução. Como os íons positivos chamam-se cátions, o pólo negativo pode ser chamado de cátodo. O pólo positivo será então chamado de ânodo e, da mesma forma, receberão os ânions.

Geralmente um íon é caracterizado pela remoção ou acréscimo de um baixo número de elétrons, quatro ou ainda menos. Os polímeros, as macromoléculas, podem apresentar íons com inúmeras cargas positivas ou negativas, mas estes não podem ser simbolizados como os símbolos atômicos comuns, e ainda são muito difíceis de se determinar com precisão. Em geral, as cargas iônicas, como foi dito, vão de um a quatro, podendo ser negativas ou positivas. Entretanto, pode haver íons com valores cinco, seis e até sete, que quase sempre são positivos.

As cargas de um íon podem ser representadas de muitas maneiras, mas geralmente utiliza-se o símbolo atômico e sobrescritos os sinais mais ou menos, ou, ainda, números junto com os sinais mais e menos para indicar as cargas. Por exemplo, o íon sódio é representado por Na⁺ (partícula que perdeu um elétron; cátion), já o íon sulfeto é representado por S^2- (partícula que ganhou dois elétrons; ânion).

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/cations-e-anions/

Actinídeos

São chamados de actinídeos o conjunto ou série de elementos localizados na Tabela Periódica com números atômicos que vão do actínio (Z = 89) ao laurêncio (Z = 103). O nome desse conjunto deve-se ao primeiro elemento dessa sequencia, o actínio, sendo que os componentes desta série também são chamados de actinóides. Os actinídeos formam ao todo um grupo de 15 elementos, e juntamente com os lantanídeos, são conhecidos como metais de transição interna, compondo o bloco “f” da Tabela Periódica.

Na organização da tabela, estes elementos ficam posicionados em um conjunto à parte, ao lado dos lantanídeos, permitindo uma disposição mais racional, melhor distribuída. Algumas tabelas periódicas situam estes elementos entre o rádio  (Ra) e o rutherfórdio (Rf) formando uma versão mais alongada desta.

A razão de estarem agrupados em um conjunto específico baseia-se no fato de suas duas camadas eletrônicas exteriores estarem estruturadas igualmente, de modo que as diferenças residem apenas no número de elétrons da terceira camada desde o exterior, pelo que, em grande parte, têm o mesmo comportamento químico. Desse fenômeno nasce a grande afinidade entre as propriedades químicas da série.

Dentro deste grupo temos elementos essenciais ao processo de obtenção de energia atômica, com destaque para o urânio 235 e o plutônio 239, matérias-primas do combustível utilizado nas centrais nucleares em reações de fissão nuclear.

Os actinídeos podem ainda ser divididos em elementos naturais, ou seja, que estão disponíveis na natureza e ainda nos chamados elementos transurânicos, que, devido à sua grande instabilidade, são obtidos apenas por meio de processos radioativos. São eles:

elementos naturais:

• 89 - actínio (Ac)
• 90 - tório (Th)
• 91 - protactínio (Pa)
• 92 - urânio (U)

elementos transurânicos:

• 93 - netúnio (Np)
• 94 - plutônio (Pu)
• 95 - amerício (Am)
• 96 - cúrio (Cm)
• 97 - berquélio (Bk)
• 98 - califórnio (Cf)
• 99 - einstéinio (Es)
• 100 - férmio (Fm)
• 101 - mendelévio (Md)
• 102 - nobélio (No)
• 103 - laurêncio (Lw)

Todos os actinídeos são radioativos, ou seja, emitem radiações de modo espontâneo e se desintegram para dar origem a outros elementos mais estáveis, de menor peso e números atômicos menores. A desintegração radioativa é o fenômeno responsável pelo fato de que a maior parte dos actinídeos não estarem disponíveis em estado natural. O tório e o urânio existem na natureza porque são produtos da desintegração de elementos transurânicos, além de terem meias-vidas relativamente longas. Quanto mais instável um elemento, mais frequente será sua emissão de radiação, portanto, mais rápida sua desintegração. É chamada de “meia-vida” o tempo necessário para a carga radioativa do elemento se reduza à metade, e seu valor varia de milhares de anos a poucos segundos. Os estudos do desenvolvimento destes elementos possibilitaram a síntese de outros elementos de transição, os chamados transactinídeos, que se iniciam a partir do número atômico 104.

Fonte: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/actinideos/

Classificações, Estruturação e Localização dos Elementos na Tabela Periódica

 

A Tabela Periódica traz uma ordem crescente dos elementos químicos em função do seu número atômico (somatório dos prótons existente no núcleo do átomo), proposta por Henry Moseley em 1913.

CLASSIFICAÇÕES PRINCIPAIS

1°) Elementos naturais e artificiais:

Os elementos naturais são aqueles que se encontram constituindo a matéria do nosso mundo físico. Entre eles, talvez dois não mereçam tal classificação, pois até hoje não foram isolados em quantidades visíveis, que são o frâncio e o astato.

Os elementos artificiais são aqueles fabricados em laboratórios de pesquisa nuclear. São classificados em cisurânicos (encontram-se antes do urânio) e transurânicos (encontram-se depois do urânio). O urânio possui número atômico 92.

2°) Metais, não-metais, semi-metais e gases nobres:

a) Metais: Constituem 76% dos elementos da TP, são bons condutores de calor e eletricidade, dúcteis e maleáveis, e sólidos em condições ambientes, com exceção do mercúrio (Hg, Z=80), que é líquido.

b) Não-metais: Constituem 11% dos elementos da TP, mas são os mais abundantes na Natureza. São maus condutores de calor e eletricidade, não são dúcteis nem maleáveis. Sólidos: C, P, S, Se, I; líquido: Br; gasosos: H, N, O, F e Cl.

c) Semi-metais: Constituem cerca de 7% dos elementos da TP, apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. São todos sólidos em condições ambientes.

d) Gases-nobres: Constituem cerca de 6% dos elementos da TP. São elementos quimicamente inertes, não participam de ligações químicas. São encontrados na Natureza de forma isolada.

• A TABELA PERIÓDICA ESTÁ DIVIDIDA EM 18 COLUNAS E 7 LINHAS:

COLUNAS: As colunas recebem o nome de grupos ou famílias, e dividem-se em A e B. Os elementos localizados nas famílias A são chamados de elementos representativos.

FAMÍLIA	NOME	ELEMENTOS
1A	Metais alcalinos	Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2A	Metais alcalinos terrosos	Be, Ca, Mg, Sr, Ba, Ra
3A	Família do boro	B, Al, Ga, In, Tl
4A	Família do carbono	C, Si, Ge, Sn, Pb
5A	Família do nitrogênio	N, P, As, Sb, Bi
6A	Calcogênios	O, S, Se, Te, Po
7A	Halogênios	F, Cl, Br, I, At
8A ou 0	Gases nobres	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

LINHAS: As linhas recebem o nome de Períodos ou Níveis, e são em número de 7.

PERÍODO	ESPECIFICAÇÕES
1°	Curtíssimo (2 elementos)
2°	Curtos (8 elementos cada)
3°
4°	Longos (18 elementos cada)
5°
6°	Muito longo (32 elementos)
7°	Incompleto (19 elementos atualmente)

• LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA:

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA × FAMÍLIAS
Famílias A	Famílias B
…ns1                      →                    1A …ns2                      →                    2A …ns2 np1               →                    3A …ns2 np2               →                    4A …ns2 np3               →                    5A …ns2 np4               →                    6A …ns2 np5               →                    7A …ns2 np6               →              8A ou 0	…ns2 nd1                 →                    3B …ns2 nd2                 →                    4B …ns2 nd3                 →                    5B …ns2 nd4                 →                    6B …ns2 nd5                 →                    7B …ns2 nd6                 →                    8B …ns2 nd7                 →                    8B …ns2 nd8                 →                    8B …ns2 nd9                 →                    1B …ns2 nd10               →                    2B

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA × PERÍODOS

…nxy  →  n = período Ex: …5s2 → 5° período …6p4 → 6° período

OBS: o período será o primeiro número quântico.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/classificacoes-estruturacao-e-localizacao-dos-elementos-na-tabela-periodica/

Caráter Metálico

Também chamado de reatividade química, o caráter metálico de um elemento químico é a propriedade que esse elemento possui de reagir quimicamente. O caráter metálico ou não-metálico do elemento é consequência direta de uma série de outras propriedades. “O que chamamos de caráter metálico é, na verdade, um conjunto de propriedades baseadas no seguinte fato geral: um elemento é tanto mais metálico quanto maior é sua capacidade de perder elétrons”¹.

Pode-se relacionar inúmeras propriedades ao caráter metálico dos elementos, o que pode ser observado no Esquema 1.

ESQUEMA 1. Caráter metálico e propriedades periódicas.

Desse modo, vemos que outras propriedades periódicas determinam o caráter metálico de um elemento químico. Assim, conforme a sua posição na tabela periódica tem-se um indicativo de sua tendência em reagir quimicamente. Na tabela periódica observa-se nas famílias um aumento de caráter metálico de cima para baixo e nos períodos da direita para a esquerda. O caráter não-metálico, obviamente, tem variação contrária, como mostra a Figura 1.

 

FIGURA 1. Variação do caráter metálico e não-metálico nas famílias e períodos da tabela periódica (1)

No sentido horizontal, os períodos da tabela periódica, conforme mostra a figura acima, o caráter metálico dos elementos decresce da esquerda para a direita, pois é neste sentido que decresce o tamanho dos átomos e aumenta sua energia de ionização. Dessa forma, o elemento químico sódio (Na) e o magnésio (Mg) são mais metálicos que o silício (Si), reagem quimicamente com maior facilidade, e o silício, por sua vez, é mais metálico do que o cloro (Cl). Os elementos de maior eletropositividade localizam-se na parte inferior esquerda da tabela periódica, e os não-metais mais característicos estão localizados na parte superior direita.

A eletropositividade representa o inverso da eletronegatividade. Os elementos fortemente eletropositivos formam compostos iônicos. Óxidos e hidróxidos dos metais são compostos básicos que se dissociam formando hidroxila. Abaixo é representado a dissociação aquosa do óxido de cálcio (CaO) e do hidróxido de sódio (NaOH), respectivamente.

                           CaO + H₂O →  Ca⁺²  +  2OH^-                                 NaOH →  Na⁺  +  OH^-

O grau de eletropositividade se manifesta de diversas maneiras. Elementos fortemente eletropositivos reagem com água e ácidos. Os metais apresentam sempre altas eletropositividades, pois uma de suas características é sua grande capacidade em perder elétrons. E, como foi  discutido, entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade há uma relação genérica, pois quanto maior o tamanho do átomo  menor é a atração núcleo-elétron e, portanto, maior a sua facilidade em perder elétrons.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/carater-metalico/

Camada de Valência

 

Cada uma destas camadas possuem um número máximo de elétrons. Assim, as camadas acima possuem, respectivamente 2, 8, 18, 32, 32, 18 e 2 elétrons. A camada de valência necessita, na maior parte dos átomos, de 8 elétrons para que seja estável. Essa é a teoria do octeto.

Quando não há instabilidade, os átomos tendem a fazer ligações químicas com elementos que possam proporcionar os dois elétrons faltantes.

Os gases nobres possuem 8 elétrons em sua camada de valência, a única exceção é Hélio, que possui 2 elétrons na camada de valência. Todos são estáveis, não necessitando realizar ligações químicas para adquirir estabilidade.

Como exemplo das ligações ocorridas em razão dos átomos presentes na camada de valência, estão o Oxigênio, que possui 6 elétrons na última camada e o Hidrogênio, que possui 1 elétron na ultima camada. O Oxigênio necessita de dois elétrons para ficar estável e o Hidrogênio, de dois elétrons. Desta forma, ocorre uma ligação em que dois átomos de Hidrogênio compartilham cada um, 1 elétron com o Oxigênio. Assim, o Oxigênio adquire a estabilidade através dos dois elétrons compartilhados, assim como o Hidrogênio, que adquire dois elétrons na camada de valência. Essa é a ligação que ocorre formando moléculas de água.

Outro exemplo conhecido é o cloreto de sódio ou sal de cozinha. O Cloro possui 7 elétrons na camada de valência. O Sódio, por sua vez, possui um elétron na camada de valência. Assim, o Sódio se torna um cátion, pois perde um elétron, e o Cloro se torna um ânion, pois ganha um elétron.

A representação da tabela periódica permite que, através de uma breve análise, se conclua a respeito da quantidade de eletrons da última camada. Assim, os grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17 possuem, respectivamente, 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7 elétrons na última camada. Além disso, para o restante dos elementos presentes na tabela periódica, é possível identificar o número de elétrons da camada de valência através da representação da distribuição eletrônica. Assim, tem-se a respeito do elemento Ferro:

Fe: nº atômico 26
Distribuição eletrônica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
A última camada representada: 4 (4s)
Assim, o elemento Ferro possui 2 elétrons (4s²) em sua camada de valência.

Assim como o elemento Prata:

Ag: nº atômico 47
Distribuição eletrônica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d⁹
A última camada representada: 5
Assim, o elemento Prata possui 2 (5s2) elétrons em sua camada de valência.

Desta forma, é possível conhecer as ligações prováveis entre os diversos elementos, assim como a sua provável transformação em cátions e ânions.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/camada-de-valencia/

Estrutura do Átomo: Tabela Periódica

Cada elemento químico é definido por meio de seu número atômico.

1. O número atômico (Z) indica a quantidade de prótons (p) do átomo do elemento.
Por exemplo: Magnésio (Mg) Z=12 (Z=p) 
2. O número de massa atômica (A) é a soma das massas unitárias dos prótons (p) com a dos nêutrons (n).
Por exemplo: Magnésio (Mg) A=24 (A=p+n) 

Obs.: como os átomos são eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Já nos íons a uma preponderância de um deles: se o número de prótons é maior que o de elétrons, o íon é positivo; caso contrário, é negativo.

p=número de prótons e=número de elétrons n=número de nêutrons

Existem características que reúnem átomos de um ou mais elementos, formando grupos. São eles:

 

Os prótons e nêutrons compõem o núcleo do átomo. Os elétrons, por sua vez, distribuem-se na eletrosfera em níveis e subníveis de energia. São 7 níveis, e cada um deles pode ter de 1 a 4 subníveis.

O diagrama de Linus Pauling indica a ordem de preenchimento dos subníveis por elétrons:

 

 

Obs.: As massas atômicas na tabela periódica são calculadas por uma média ponderada das massas dos isótopos de cada elemento encontrados na natureza.

 Algumas famílias (colunas) de elementos possuem designação própria, por exemplo:

1 - metais alcalinos
2 - metais alcalinos terrosos
17 - halogênios
18 - gases nobres


Algumas propriedades da tabela periódica:

 

Fonte:http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/esstrutura-atomo-tabela-periodica-656687.shtml

As 13 Grandes Descobertas da Química #6

6. Tabela Periódica dos Elementos (1860 - 1870) Dmitry Mendeleyev percebe que se todos os 63 elementos conhecidos estão dispostos em ordem crescente de peso atômico, suas propriedades são repetidos de acordo com determinados ciclos periódicos. Ele formula a tabela periódica dos elementos e prevê a existência de elementos que ainda não foram descobertos. Três desses elementos são encontrados durante a sua vida: de gálio, escândio e germânio.

Fonte: http://quimicaensinada.blogspot.com.br/2011/07/confira-quais-foram-as-13-maiores.html

Aula Sobre Tabela Periódica