Tabela Periódica

Um vídeo para quem quer apreender a tabela periódica de uma forma fácil e prática.

Oxigénio

Tabela Periódica

Na tabela periódica os elementos estão dispostos por ordem crescente de número atómico.

O Hidrogénio é o primeiro elemento da tabela periódica.

Cada linha da tabela periódica corresponde a um período. Na tabela existem 7 linhas, ou seja 7 períodos.

Cada coluna da tabela periódica corresponde a um grupo. Na tabela existem 18 grupos.

Na tabela periódica temos 3 grandes conjuntos, os metais, os semi-metais e os não metais.

Na tabela periódica, os metais estão colocados à esquerda e os não metais à direita. Entre os metais e os não metais situam-se os elementos designados por semi-metais, por apresentarem propriedades semelhantes aos metais e aos não metais.

Os metais são substâncias elementares constituídas por átomos. Os metais mais abundantes na crosta terrestre é o alumínio e o ferro. As propriedades físicas e químicas dos metais são:

 

-São todos sólidos à temperatura ambiente ( à excepção do mercúrio, gálio, césio, e frânquio que são líquidos);

-São bastante densos;

-São maleáveis, isto é dobram facilmente sem se partirem;

-São bons condutores eléctricos e térmicos;

-Os metais são quase todos muito reactivos;

Os não metais são constituídos por corpúsculos que podem ser átomos ou moléculas.

As propriedades físicas e químicas dos não metais são:

-Existem em diferentes estados físicos à temperatura ambiente;

-Têm densidades muito diferentes;

-Quando sólidos são quebradiços;

-São maus condutores eléctricos e térmicos ( à excepção do grafite que é boa condutora eléctrica);

-Há metais pouco reactivos, embora o Oxigénio e o Cloro sejam tão reactivos como os metais.

O Hidrogénio não é considerado metal, não metal embora tenha os dois comportamentos dependendo da sitação em que se encontra, por isso podemos dizer que o Hidrogénio é ESPECIAL.

 

A distribuição electrónica de um elemento permite determinar o período e o grupo a que um elemento pertence.

Dependendo do número de níveis de energia depende o Período.

Dependendo do número de electrões de valência depende o Grupo.

Ex: 

Li: 2-1

- O lítio pertence ao 2º período, pois possui dois níveis de energia.
- O lítio pertence ao grupo 1, pois possui um electrão de valência.

Cl:-2-8-7

- O Cloro pertence ao 3º período, pois possui três níveis de energia. Existe um elemento especial na tabela periódica e é o Hidrogénio, que tanto pode se comportar como um metal ou como um não-metal.

- O Cloro pertence ao grupo 17, pois possui sete electrões de valência.

Na tabela periódica existem vários tipos de grupos. Existem:

O grupo 1 - metais alcalinos;

O grupo 2 - metais alcalino-terrosos;

O grupo 18 - gases nobres, raros ou inertes;

O grupo 17 - Halogéneos.

Os elementos que se localizam no mesmo grupo possuem propriedades físicas e químicas semelhantes pelo facto de possuírem estrutura electrónica semelhante.

Grupo 1 X⁺ 

Todos os elementos do grupo 1 têm um electrão de valência tendo tendência a perder um electrão formando iões monopositivos.Á medida que a nuvem electrónica aumenta, os electrões de valência encontram-se mais afastados do núcleo diminuindo a atracção ao núcleo sendo mais fácil "sair" do átomo, e por isso são mais reactivos.

₁H

₃Li

₁₉K

₃₇Rb

₅₅Cs

₈₇Fr

A reactividade e o tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo.

Reagem violentamente com a água formando hidróxidos.
 

Grupo 2 X²⁺ 

₄Be

₁₂Mg

₂₀Ca

₃₈Sr

₅₆Ba

₈₈Ra

A reactividade dos átomos aumenta ao longo do grupo, tal como o tamanho dos átomos.
Todos os elementos do grupo 2 têm tendência a perder 2 electrões de valência formando assim iões dispositivos.

Ao longo do grupo, o tamanho do átomos aumenta, porque aumenta o nº de níveis de energia

Ao longo do Período (linha) o tamanho dos átomos diminui, porque o nº de níveis de electrões aumenta no mesmo nível de energia, o que provoca uma concentração da nuvem electrónica

Reagem com a água formando hidróxidos, originando soluções alcalinas.
Grupo 17 Y^-

₉F

₁₇Cl

₃₅Br

₅₃I

No grupo 17 a reactividade diminui ao longo do grupo. Assim F é o mais reactivo (do grupo 17) e têm mais tendência a receber um electrão e I é o menos reactivo pois possui mais níveis de energia.
Têm tendência a  ganhar electrões formando iões mononegativos.

Grupo 18

₂He

₁₀Ne

₁₈Ar

₃₆Kr

₅₄Xe

₈₆Rn

O grupo 18 têm 8 electrões de valência  (excepto o Hélio que têm 2).
As substâncias são todas quimicamente estáveis e raras são todas gases à temperatura ambiente.
Não têm tendência a formar iões, pois têm o último nível de energia totalmente preenchido.

Agora que já sabemos algumas coisas temos de saber a diferença entre os grupos estudados e os outros.

Elementos representativos:
Grupo 1, 2, 13-18

Elementos de transição:
Grupo 3-12

Electrões de valência e níveis de energia

Os electrões da nuvem electrónica dos átomos não têm todos a mesma energia. Os electrões distribuem-se por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado número de electrões.

- O 1º nível de energia pode ter no máximo 2 electrões ( 2 x 1² )
- O 2º nível de energia pode ter 8 electrões no máximo ( 2 x 2² )
- O 3º nível de energia pode ter 18 electrões no máximo ( 2 x 3² )


O número máximo de electrões em cada nível é denominado pela expressão:

2n^2-

O valor n indica o nível de energia.

No último nível, qualquer que ele seja, o número máximo de electrões é oito. E a estes electrões chama-se electrões de valência.

Normalmente os electrões dos átomos possuem energia mais baixa possível. Quando se distribuem os electrões dos átomos por níveis de menor energia possível diz-´se que se faz a distribuição electrónica.

Ex: 

Fluor F

Os átomos de flúor têm 9 electrões distribuídos por dois níveis de energia:

- 1º nível - 2 electrões

- 2º nível - 7 electrões

A distribuição electrónica dos átomos de flúor é:

2 - 7

Os átomos de flúor, cuja distribuição electrónica é 2 - 7, possuem 7 electrões de valência.

Se um átomo perde electrões, fica com mais protões do que electrões. A sua carga nuclear é superior à carga total dos electrões. O átomo transforma-se num ião positivo.

Agora se um átomo ganha electrões, fica com mais electrões do que protões. A sua carga electrónica é superior à carga nuclear. O átomo transforma-se num ião negativo.

Ás vezes os átomos têm tendência a ganhar e perder electrões. Muitos átomos transformam-se em iões para que a sua nuvem electrónica passe a ficar com o número máximo de electrões de valência, tornando-se mais estáveis.

Ex 

Os átomos com bastantes electrões de valência têm tendência a captar electrões originando iões negativos.

O átomo de flúor F tem tendência para se transformar no ião fluoreto F^--

Os átomos com poucos electrões de valência têm tendência a perdê-los originando iões positivos

O átomo potássio K tem tendência par se transformar no ião potássio K ⁺