QUÍMICA INORGÂNICA - TABELA PERIÓDICA

Prof. José Fernando

NÚMERO ATÔMICO (Z)

Cada átomo possui o seu número atômico. Ele indica o número de elétrons e prótons do átomo. Se ele estiver com sua carga elétrica zero ele está neutro, ou seja, é um átomo neutro.

O número atômico é indicado pela letra (Z).

Número Atômico é o número de prótons e elétrons (átomo neutro) que existem no átomo. Exemplos:

Na (sódio) Z=11
He (hélio) Z=2
V (vanádio) Z=23
Br (bromo) Z=84
Po (polônio) Z=84

Pode-se dizer que o número atômico é igual ao número de prótons do núcleo. Se o átomo for neutro, é igual ao número de elétrons também.

Z = p = é

Número de Massa (A)

Número de massa é o peso do átomo. É a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (n) que existem num átomo.

A=p+n   ou   A=Z+n

É este número que informa se o átomo é mais “leve” ou mais “pesado”. São os prótons e nêutrons quem dão a massa do átomo, já que os elétrons são muito pequenos, com massa desprezível em relação a estas partículas. Exemplos:

Na (sódio) A = 23
Se o Na tem A = 23 e Z = 11, qual o número de n (nêutrons)?

A = 23
Z = p = é     

A = p + n
23 = 11 + n
n = 12 

A partir do Z, temos o número de prótons e de elétrons do átomo. A partir da fórmula A = p + n, isolamos o n para achá-lo, substituindo o A e o p na fórmula. Então podemos utilizar também a fórmula:

n = A–p

Observe o modelo:

a) K (potássio)
A = 39
Z = 19
p = 19
é = 19
n = 20

Encontramos estes valores na Tabela Periódica dos Elementos. Toda tabela possui a sua legenda informando o número atômico e o número de massa. Aplicando a fórmula correta, conseguimos encontrar o valor de nêutrons.

Íon

O átomo que possui p = é, ou seja, o número de prótons igual ao número de elétrons é eletricamente neutro.

Átomo neutro = p = é

Se o átomo tiver elétrons a mais ou a menos, então não será mais um átomo neutro. Este átomo passará a ser chamado de ÍON.

Íon = p ≠ é

Íon é um átomo que perde ou ganha elétrons. Ele pode ficar negativo ou positivo. Então:

Íon positivo (+) doa elétrons – íon cátion. Ex. Na+
Íon negativo (-) recebe elétrons – íon ânion. Ex. Cl-
Quando um cátion doa elétrons, ele fica positivo.
Quando um ânion ganha elétrons, ele fica negativo.

Exercícios com números atômicos e de massa

ESTUDO DA TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS

A tabela tem os elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico e são divididos em grupos (ou famílias) devido a características que são comuns entre eles. Cada elemento químico é representado por um símbolo, por exemplo a prata é representada por Ag devido a seu nome no latim argentum. Cada elemento possui ao lado de seu símbolo o número atômico e o número de massa.

 Cada linha no sentido horizontal da tabela periódica representa um período. Eles são em número de sete, e o período em que o elemento se encontra indica o número de níveis que possui. Por exemplo o sódio (Na) está no período três, o que significa que o seu átomo possui três camadas eletrônicas.

Já os grupos são as linhas verticais que apresentam elementos químicos que compartilham propriedades. Por exemplo o flúor (F) e o cloro (Cl) estão no grupo 17 (ou 7A) por possuírem alta tendência de receber elétrons, o que chamamos de eletronegatividade. Alguns grupos possuem nomes específicos como os listados abaixo e os demais recebem o nome do primeiro elemento de seu grupo.

Grupo 1: Metais alcalinos: esses elementos são muito reativos principalmente com a água. Esta reatividade aumenta conforme aumenta o número atômico e o raio do átomo. Todos os elementos desse grupo são eletropositivos, metais bons condutores de eletricidade, e formam bases fortes. São sólidos a temperatura ambiente, apresentam brilho metálico e quando expostos ao ar oxidam facilmente. São utilizados na iluminação no caso das lâmpadas de sódio, na purificação de metais e na fabricação de sabões sendo combinados com a gordura.

Grupo 2: Metais alcalino-terrosos: Possuem esse nome por serem geralmente encontrados na terra. São bastante reativos, porém menos que os metais do grupo 1. Também são eletropositivos e são mais duros e densos do que os metais alcalinos. São utilizados em ligas metálicas como é o caso por exemplo do Berílio (Be), na composição do gesso e do mármore sendo o caso do cálcio (Ca) e em fogos de artifício magnésio (Mg) e estrôncio (Sr).

Grupo 16 (ou 6A): Calcogênios: Os elementos desse grupo recebem esse nome derivado do grego que significa “formadores de cobre”. Neste grupo pode-se perceber facilmente analisando todos os elementos do grupo a presença de características metálicas e não metálicas. Os elementos mais importantes deste grupo são o oxigênio (O) e o enxofre (S) sendo o primeiro o gás utilizado inclusive em nossa respiração e o último é responsável inclusive pelo fenômeno da chuva ácida.

Grupo 17 (ou 7A): Halogênios: São os elementos mais eletronegativos da tabela periódica, ou seja, possuem a tendência de receber elétrons em uma ligação. Podem se combinar com quase todos os elementos da tabela periódica. O flúor por exemplo possui aplicação na higiene bucal.

Grupo 18 (ou 8A): Gases nobres: possuem essa intitulação devido a ser constatado antigamente que não possuíam tendência alguma a formarem ligações. Isto ocorre devido à estabilidade de seus orbitais da camada mais externa completamente preenchidos. Hoje alguns compostos conseguiram ser preparados com estes elementos e incluem geralmente o Xenônio (Xe) que possui a primeira energia de ionização muito próxima do oxigênio.

PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA PERIÓDICA

Raio Atômico - Portanto, nos grupos, o raio atômico tende a aumentar com o aumento do número atômico e nos períodos (famílias) tende a aumentar com a diminuição do número atômico.

Raio Iônico - Quando um átomo está na forma iônica, isto é, perdeu ou recebeu elétrons, seu raio atômico se altera, dessa forma, se torna o raio iônico.

     - Cátions: o raio do cátion é menor que o raio de seu respectivo átomo, já que ele perde um elétron, diminuindo a força de repulsão entre os prótons e elétrons. Dessa maneira, ele se aproximam mais, diminuindo a eletrosfera. Em alguns casos, essa perda de elétron pode ocasionar uma perda de camada.

      -Ânions:  o raio do ânion é maior que o raio de seu respectivo átomo, pois, ele ganhou um elétron, aumentando a repulsão entre prótons e elétrons. Dessa forma a tendencia é a de que os elétrons se afastem dos prótons, aumentando a eletrosfera, consequentemente o raio.

Energia de Ionização - É a energia mínima para arrancar um elétron de um átomo, tornando-o um Íon. A primeira energia de ionização é a energia necessário para remover o primeiro elétron, a segunda energia de ionização é a energia para remover o segundo elétron, e assim sucessivamente. 

A primeira energia de ionização é sempre menor que a segunda, que por sua vez é menor que a terceira e assim sucessivamente. Essa relação se dá por causa de que a cada elétron removido, a atração fica maior em relação aos prótons.

A energia de ionização cresce da esquerda para a direita e de baixo para cima, isso ocorre pois, ela é o oposto do raio atômico. Portanto, quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização,

Eletronegatividade - Quando dois átomos estão ligados, existe uma atração entre seus núcleos e os elétrons da ligação. A eletronegatividade está relacionada com a capacidade do que os átomos tem de atrair elétrons para si em uma ligação, quanto maior essa capacidade, maior a eletronegatividade.

Os gases nobres não participam dessa propriedade, já que estão instáveis, e dificilmente fazem ligações.

Eletropositividade: É o inverso da eletronegatividade, a tendencia que um átomo tem de perder o elétron. Característico nos Metais. Também pode ser chamada de Caráter Metálico. 

Gases nobres, assim como na eletronegatividade, são desconsiderados, pelo mesmo motivo.

Cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda (Igual ao raio atômico).

Afinidade Eletrônica: É a energia envolvida quando um átomo neutro e isolado (estado gasoso) recebe um elétron. 

Cresce a medida que o raio atômico diminui, ou seja, da esquerda para a direita e de baixo para cima.

Estudo das Funções Químicas Inorgânicas