Tabela Periodica

• Organização da tabela

A Tabela Periódica surgiu devido à crescente descoberta de elementos químicos e suas propriedades, os quais necessitavam ser organizados segundo suas características. Até 1800 aproximadamente 30 elementos eram conhecidos; nos dias de hoje a Tabela Periódica consta de 109 elementos.Vejam só como ela cresceu!

Nesta tabela, os elementos formam:

-Colunas verticais-->os grupos

-Linhas horizontais--> os períodos

Há 18 grupos na tabela, numerados de 1 a 18. Os grupos são constituídos por elementos com propriedades químicas semelhantes e igual numero de electroes de valencia, os quais formam famílias de elementos. Exemplo:

-grupo 1: grupo dos metais alcalinos

Todos os átomos dos elementos deste grupo possuem 1 eletrão de valência.

-grupo 2:grupo dos metais alcalino-terrosos

                   Todos os átomos dos elementos deste grupo possuem 2 eletrões de valência.

-grupo 17:grupo dos halogéneos

                     Todos os átomos dos elementos deste grupo possuem 7 eletrões de valência.

-grupo 18: grupo dos gases nobres´

Todos os átomos dos elementos deste grupo possuem 8 electrões de valência, à excepção do Hélio

O número do grupo está relacionado com o número de eletrões de valência.

MAS, nao é só...

 Os elementos químicos do mesmo período possuem:

                                igual número de níveis de energia

Período 1 – possui 1 nível de energia

Período 2 – possui 2 níveis de energia

Período 3 – possui 3 níveis de energia

Período 4 – possui 4 níveis de energia

Período 5 – possui 5 níveis de energia

Período 6 – possui 6 níveis de energia

Período 7 – possui 7 níveis de energia

-Tamanho dos elementos

Os átomos dos elementos químicos do mesmo grupo são tanto maiores quanto maior for o seu numero atómico.

  Com os elementos de um período acontece o contrário: os átomos são menores quando o numero atómico é maior.

• Propriedades fisicas e quimicas dos metais

Propriedades fisicas:

-A maioria são sólidos à temperatura ambiente;

-Densos;

-Maleáveis;

-A maioria apresenta brilho metálico;

-Pontos de fusão e de ebulição elevados;

-Bons condutores de calor e de eletricidade;

Propriedades químicas:

Os metais são quase todos muito reactivos. Sabes bem como ficam enegrecidos quando expostos ao ar, por se oxidarem.

   A grande reactividade dos metais deve-se ao facto de os seus átomos terem poucos electrões de valência: em contacto com outros átomos perdem esses electrões transformando-se em iões positivos, mais estáveis do que os átomos.

                        Óxidos metálicos são básicos

•      Propriedades físicas e químicas dos não-metais:

Propriedades físicas:

-Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos à temperatura ambiente;

-Densidades muito diferentes;

-Quebradiços se forem sólidos;

-A maioria não apresenta brilho metálico;

-Pontos de fusão e de ebulição baixos;

-Maus condutores de calor e de electricidade;

Propriedades químicas:

Há não metais pouco reactivos mas outros, como o oxigénio e o cloro, são tão reactivos como os metais.

                           Óxidos não metálicos são ácidos

•    Propriedades fisicas e quimicas dos halogéneos:
• 
  

          Propriedades fisicas:

À temperatura ambiente:

  - o flúor e o cloro são gasosos;

  - o bromo é líquido;

  - o iodo e o ástato são sólidos.

  -São pouco solúveis em água, mas solúveis em solventes orgânicos, como por exemplo em éter dietílico.

-Pontos de fusão e de ebulição baixos;

         -Maus condutores de calor e de electricidade

•      Propriedades quimicas 

  -São muito reativos, encontrando-se por isso na natureza em forma de moléculas

  -Reagem com os metais alcalinos, formando halogenetos (sais)

  -Formam iões mononegativos, ou seja, com carga -1

  -A diferença de reatividade dos halogéneos relaciona-se com o tamanho do átomo.Quanto mais pequeno for o átomo, maior a facilidade de captar um eletrão, tornando-se o halogéneo mais reativo.

•      Propriedades físicas e quimicas dos gases raros:

Propriedades fisicas:

-À temperatura ambiente são gases;

-São incolores;

-Pontos de fusão e de ebulição baixos.

 Propriedades químicas 

-As substâncias elementares são formadas por átomos, por exemplo: He, Ne, Ar.

-Praticamente não reagem devido à sua elevada estabilidade, pois possuem o último nível de energia completo. 

Ligações quimicas

• Ligação Covalente

A ligação covalente consiste na partilha de electrões entre dois átomos.  Ou   seja,   o   átomo precisa dos seus electrões e também precisa dos electrões do outro átomo, porque os núcleos têm força suficiente para os atrair.
No átomo as forças de atracção e repulsão serão de forma a serem equilibradas e permitirem o estabelecimento da ligação.
Há varios tipos de ligaçoes:


-Simples


Cada átomo partilha o seu electrão com o outro átomo.

-Dupla


Cada átomo partilha dois electrões com o outro átomo.

-Tripla

Cada átomo partilha três electrões com o outro átomo.

Chama-se formula de estrutura de uma molécula à representação que evidencia as ligações ente os átomos.

• Ligações moleculares

As ligações nas moléculas significa simplesmente que os electrões vão passar mais tempo entre os núcleos dos dois átomos, sendo essa zona mais provável de os encontrar. Isto fará, por sua vez que a nuvem electrónica sofra uma deformação e as cargas distribuir se-ão no átomo de uma maneira diferente.

Ha moléculas polares e apolares:
-nas moléculas polares, a nuvem electrónica não esta simetricamente distribuída, havendo um pólo negativo e um pólo positivo
-na moléculas apolares, a nuvem electrónica esta simetricamente distribuída, não ha pólos

• Ligação Iónica

Atracão entre iões positivos e negativos. Os iões resultam da transferência de electrões de átomos com tendência a liberta electrões para átomos com tendência a capta.los

átomo com facilidade para liberar os electrões da última camada: metal

átomo com facilidade de adicionar electrões à sua última camada: não metal

Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.

Exemplo:

A ligação entre o sódio (₁₁Na) e o cloro (₁₇Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. A distribuição dos electrões em camadas para os dois elementos:

Na   2 - 8 - 1        Cl   2 - 8 - 7

Para o cloro interessa adicionar um electrão à sua última camada, completando a quantidade de oito eletrões nela. Ao sódio interessa perder o electrão , assim sendo há a transferência de electrões para formar iões. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.

• Ligação metálica

Os átomos dos elementos metálicos possuem poucos electrões de valência. Esses electrões tem a particularidade de se libertarem, formando, no seu conjunto, como que um "mar de electrões" atraídos não só pelos respectivos núcleos mas também por todos os núcleos vizinhos. Estes electrões podem mover-se em todas as direcções ao longo do metal.

E habitual dizer-se que os metais são formados por iões positivos "mergulhados num mar" de electrões livres.

Uma explicaçao sobre estas ligaçoes quimicas:

Parte 1

                                                                      Parte 2

Propriedades das substancias moleculares, iónicas e metálicas

• Substâncias iônicas:

       ->Apresentam alto ponto de fusão e de ebulição 
       -> São sólidos à temperatura ambiente e apresentam forma definida; 
       -> O melhor solvente dessas substâncias é a água; 
       -> Conduzem corrente elétrica no estado líquido;

• *Substâncias moleculares: 

        -> Possuem ponto de fusão e ebulição inferiores aos das substâncias iônicas;
        -> as interações entre as moléculas são muito pequenas, consistindo apenas forças intermoleculares;

• *Substâncias metálicas: 

       -> Possuem elevados ponto de fusão  e ponto de ebulição  (exceção: mercúrio, césio e frâncio);
       ->Na forma metálica são insolúveis em solventes polares e apolares;
       ->Óptimos condutores de corrente elétrica, mesmo na fase sólida devido a presença dos eletrões livres;
       ->São dúcteis e maleáveis);
      -> Óptimos condutores de calor.