AULA3 Inorganica

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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Tabela Periódica e propriedades 
periódicas dos elementos 
 
 Parte 3 
 
• A tabela periódica 
• Propriedades Periódicas 
 - Raios atômicos e iônicos 
 - Energia de ionização 
 - Afinidade Eletrônica 
 - Eletronegatividade 
 - outras prop. periódicas 
Prof. Priscila Silva 
Parte deste material foi elaborado pelo Prof. Jairo Tronto 
A TABELA PERIÓDICA 
É o arranjo dos elementos em ordem crescente de número atômico. 
 
Reflete tendências nas propriedades dos elementos. 
Colunas verticais: 
 Grupos 
Família de elementos 
numerados de acordo 
com o no de elétrons 
de valência (da última 
camada ocupada) 
Linhas horizontais: Períodos numerados de acordo com o 
 no quântico principal (n) da última camada ocupada 
Número atômico 
Massa atômica 
2 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Configurações Eletrônicas 
do Estado Fundamental dos Elementos n
s
1
 
n
s
2
 
n
s
2
n
p
1
 
n
s
2
n
p
2
 
n
s
2
n
p
3
 
n
s
2
n
p
4
 
n
s
2
n
p
5
 
n
s
2
n
p
6
 
d
1
 
d
5
 
d
1
0
 
Metal 
Semi-Metal 
Não metal 
5f 
4f 
3 
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Formato da Tabela Periódica com os lantanídeos e 
actinídeos inseridos 
bloco-s bloco-f bloco-d bloco-p 
4 regiões da tabela periódica 
4 
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+
1
 
+
2
 
+
3
 
-1
 
-2
 
-3
 
Cátions e Ânions dos Elementos Representativos 
Perdem ou ganham elétrons 
5 
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1 – Carga Nuclear Efetiva 
 
2 - Raio Atômico/ Raio iônico 
 
3 – Energia de ionização 
 
4- Afinidade Eletrônica 
 
Variação Periódica das Propriedades Físicas 
Tendência ao longo dos grupos 
e dos períodos. 
6 
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1 – CARGA NUCLEAR EFETIVA 
Carga Nuclear Efetiva (Zef) é a carga sentida por um elétron 
0 < s < Z 
7 
Z 
Efeito de blindagem: elétrons mais internos blindam 
elétrons mais externos da atração pelo núcleo 
Determinação da Carga Nuclear Efetiva 
Regras de Slater 
 
1) Escreva a configuração eletrônica dos elementos na 
seguinte ordem e grupos: (1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 
4p) (4d) (4f) (5s, 5p) etc. 
 
2) Elétrons em qualquer grupo à direita do grupo (ns, np) não 
contribuem para a constante de blindagem. 
 
3) Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o 
elétron de valência de 0,35 cada. 
 
4) Todos os elétrons na camada (n - 1) contribuem com 0,85 
cada. 
 
8 
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Continuação das Regras de Slater 
 
5) Todos os elétrons (n - 2) ou em camadas mais baixas 
blindam completamente, ou seja, contribuem com 1 para o 
fator de blindagem. Quando o elétron que está sendo 
blindado pertence a um grupo (nd) ou (nf), as regras 2 e 3 
são as mesmas, mas as regras 4 e 5 tornam-se: 
 
6) Todos os elétrons nos grupos à esquerda do grupo (nd) ou 
(nf) contribuem com 1,0 para o fator de blindagem. 
 
A carga nuclear efetiva é estimada a partir da equação: 
Zef = Z – S 
 
Z = nº atômico do elemento S = efeito de blindagem 
9 
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Determinação da Carga Nuclear Efetiva 
Cálculos da carga Nuclear Efetiva 
Calcule a carga nuclear efetiva do 5B, 11Na e 19K.
 
 
 
10 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
11Na: 1s
2 2s22p6 3s1 
 
 
5B: 1s2 2s22p1 
 
19K: 1s
2 2s22p6 3s23p6 4s1 
 
2 x 0,35 = 0,70 
2 x 0,85 = 1,70 
Zef = Z – S = 5 – 2,40 = 2,60 
8 x 0,85 = 6,80 2 x 1,0 = 2,0 
Zef = Z – S = 11 – 8,80 = 2,20 
8 x 0,85 = 6,80 10 x 1,0 = 10,0 
Zef = Z – S = 19 – 16,80 = 2,20 
Limitações das regras de Slater para cálculo da 
 Carga Nuclear Efetiva 
11 
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Funciona ao longo dos períodos, mas falha ao longo dos grupos! 
Necessidade de algumas modificações! 
Determinação da Porcentagem de Blindagem 
Regras de Waldron: 
 
Modificação da 4ª regra de Slater: 
4) Para o cálculo dos elétrons s e p, os elétrons d da 
camada (n - 1) são contados como 0.50 cada. Todos os 
elétrons f são contados como 0.69 cada. As regras para 
calcular os valores dos elétrons d e f permanecem as 
mesmas. Ou seja, elétrons na mesma camada contam 
0,35 e os outros contam como 1,0. 
 
A porcentagem de blindagem(PB) é dada por: 
 
PB = S / Z x 100% 
 
 12 
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Cálculos da Porcentagem de Blindagem 
Calcule a porcentagem de blindagem do 5B, 11Na e 19K.
 
 
 
13 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
11Na: 1s
2 2s22p6 3s1 
 
 
5B: 1s2 2s22p1 
 
19K: 1s
2 2s22p6 3s23p6 4s1 
 
2 x 0,35 = 0,70 
2 x 0,85 = 1,70 
PB = S / Z x 100% = 
 2,40/5 x 100% = 48% 
8 x 0,85 = 6,80 2 x 1,0 = 2,0 
PB = S / Z x 100% = 
8,80 / 11 x 100% = 80% 
8 x 0,85 = 6,80 10 x 1,0 = 10,0 
PB = S / Z x 100% = 
 16,80 / 19 x 100% = 88,4% 
14 
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Porcentagens de blindagem 
Limitações 
15 
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- Penetração dos orbitais; 
- Blindagem ineficiente dos elétrons d e f 
Penetração 
16 
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É possível encontrar elétrons do 
subnível 3s em locais onde 
predominantemente estão os 
elétrons do 1s. 
16 
Cálculo para carga nuclear efetiva 
17 
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EIZ-1 é a (Z - 1)ésima energia de ionização. 
Rh é a constante de Rydberg, igual a 13,6 eV. 
Estimativa da carga nuclear efetiva a partir da 
modificação da equação de Rydberg 
Para metais: raio atômico é 
definido como metade da 
distância entre os centros de 
dois átomos de metal 
adjacentes. 
Para elementos que existem 
como moléculas diatômicas: 
raio atômico é definido como 
metade da distância entre os 
centros dos átomos na 
molécula. 
2 – RAIO ATÔMICO 
18 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
A
um
e
nt
o 
d
o 
ra
io
 a
tô
m
ic
o 
Aumento do raio atômico 
19 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
R
ai
o 
at
ôm
ic
o 
(p
m
) 
Número atômico 
Raio Atômico 
D
im
in
ui
 a
o 
lo
ng
o 
d
o 
pe
rí
od
o 
20 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Aumento do Raio Atômico ao longo da Tabela Periódica 
21 
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 Raio Iônico 
 Os raios dos cátions são menores do que os raios dos seus 
respectivos átomos. 
 
 Os raios dos ânions são maiores do que os raios dos seus 
respectivos átomos. 
22 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Número atômico Número atômico 
R
a
io
 (
pm
) 
R
a
io
 (
pm
) 
Comparação: Raio Atômico x Raio Iônico 
23 
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 Raio Iônico 
AMBOS SÃO ÍONS ISOELETRÔNICOS 
24 
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Espécies Isoeletrônicas: 
apresentam o mesmo número de elétrons 
Íon O2- F- Na+ Mg2+ 
No de elétrons 10 10 10 10 
No de prótons 8 9 11 12 
r(íon)/pm 126 119 116 86 
Aumento do raio 
25 
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É a energia necessária para remover 
1 elétron de um átomo no estado gasoso: 
 
 A (g)  A + (g) + e- 
EI1 primeira energia de ionização 
EI2 segunda energia de ionização 
EI3 terceira energia de ionização 
EI1 < EI2 < EI3 
3- ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI) 
EI1 + X(g) X
+
(g) + e
- 
EI2 + X(g) X2
+
(g) + e
- 
EI3 + X(g) X3
+
(g) +e
- 
26 
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Tabela II: Energias de Ionização (kJ/mol) dos primeiros 10 elementos 
Z Elemento Primeira Segunda Terceira Quarta Quinta Sexta 
1 H 1.312 
2 He 2.373 5.251 
3 Li 520 7.300 11.815 
4 Be 899 1.757 14.850 21.005 
5 B 801 2.430 3.660 25.000 32.820 
6 C 1.086 2.350 4.620 6.220 38.000 47.261 
7 N 1.400 2.860 4.580 7.500 9.400 53.000 
8 O 1.314 3.390 5.300 7.470 11.000 13.000 
9 F 1.680 3.370 6.050 8.400 11.000 15.200 
10 Ne 2.080 3.950 6.120 9.370 12.200 15.000 
27 
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Aumento da Primeira Energia de Ionização (EI) ao longo 
da Tabela Periódica 
 
28 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Número Atômico (Z) 
Pr
im
e
ir
a
 E
I
 (
k
J
/m
ol
) 
Primeira Energia de Ionização (EI) em relação ao 
Número Atômico 
29 
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Irregularidades? 
Por que a energia de ionização do boro é menor que do berílio? 
Por que a energia de ionização do oxigênio é menor que do nitrogênio? 
 
30 
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Irregularidades: Al e S 
31 
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X (g) + e - X
-
(g) 
F (g) + e - F
-
(g) 
O (g) + e - O
-
(g) 
∆H = -328 kJ/mol 
∆H = -141 kJ/mol 
Elementos com alta 
afinidade eletrônica: 
Processos exotérmicos 
4- AFINIDADE ELETRÔNICA 
É a energia envolvida no processo de 
adição de 1 elétron a um átomo no 
estado gasoso: 
 
 A (g) + e-  A-(g) 
32 
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Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade 
33 
Comparando os elementos Ca (Z = 20) e Br (Z = 35), pode-se 
afirmar que: 
 
a) o raio atômico do Br é maior, pois ele tem maior número de 
camadas eletrônicas. 
b) a energia de ionização do Ca é maior, pois é mais difícil retirar 
um elétron desse elemento do que do Br. 
c) o Br tem maior afinidade eletrônica pois, com a adição de um 
elétron, ocorre uma maior liberação de energia. 
d) o Br é mais eletropositivo pois, no período, a eletropositividade 
aumenta com o aumento do número atômico. 
e) ambos os elementos têm propriedades químicas semelhantes, 
pois estão no mesmo período. 
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Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade 
34 
• É um processo normalmente acompanhado por liberação de 
energia; 
•Quanto mais negativo o valor de afinidade eletrônica, maior a 
tendência do átomo de receber elétrons. 
• As afinidades são difíceis de serem medidas e não se conhece 
valores exatos para todos os elementos; 
• De modo geral, as afinidades eletrônicas tornam-se mais 
negativas ao longo dos períodos; 
• Os elementos do grupo IA tem afinidade eletrônica um pouco 
negativa, enquanto os elementos do grupo IIA têm valores 
positivos, pois os elétrons deverão ser adicionados na subcamada 
p; 
 
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Tabela III: Afinidades Eletrônicas (kJ/mol) de alguns Elementos 
Representativos e dos Gases Nobres 
1 2 3 4 5 6 7 8 
H 
73 
He 
 0 
Li 
60 
Be 
 0 
B 
27 
C 
122 
N 
0 
O 
141 
F 
328 
Ne 
 0 
Na 
53 
Mg 
 0 
Al 
44 
Si 
134 
P 
72 
S 
200 
Cl 
349 
Ar 
 0 
K 
48 
Ca 
2,4 
Ga 
29 
Ge 
118 
As 
77 
Se 
195 
Br 
325 
Kr 
 0 
Rb 
47 
Sr 
4,7 
In 
29 
Sn 
121 
Sb 
101 
Te 
190 
I 
295 
Xe 
 0 
Cs 
45 
Ba 
14 
Tl 
30 
Pb 
110 
Bi 
110 
Po 
? 
At 
? 
Rn 
 0 
35 
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Como explicar a eletroafinidade dos halogênios? 
36 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Elemento Carga nuclear AE (KJ/mol) 
F 9+ -328 
Cl 17+ -349 
Br 35+ -325 
I 53+ - 295 
-A grande facilidade dos halogênios em ganhar elétrons está 
relacionada com o fato de que cada elétron adicionado na 
camada de valência completa o octeto, o átomo adquire a 
configuração de um gás nobre. 
- O valor para o flúor deveria ser mais negativo que o do 
cloro, porque isso não ocorre? 
 
Como explicar a eletroafinidade dos halogênios? 
37 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
- Uma explicação para esse fato é relativa aos 
pequenos tamanhos destes átomos. A repulsão inter-
eletrônica na camada L geralmente não-compacta 
parece compensar a alta atração do núcleo, reduzindo a 
afinidade eletrônica. 
 
Número Atômico 
A
fi
ni
d
a
d
e
 E
le
tr
ôn
ic
a
 (
k
J
/m
ol
 
Afinidade Eletrônica x Número Atômico 
Halogênios 
Metais Alcalinos 
38 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Conceito de Eletronegatividade de Mulliken 
 = EI + AE 
 2 
eletronegatividade 
Energia de Ionização 
Afinidade Eletrônica 
Eletronegatividade 
E
le
tr
on
e
ga
ti
vi
d
ad
e
 
39 
Qui Inorg 1 – Parte 3 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Energia de Ionização Afinidade Eletrônica Comportamento 
Baixa Baixa Cátions 
Alta Alta Ânions 
Al 
1,37 
Ar 
3,36 
As 
2,26 
B 
1,83 
Be 
1,99 
Br 
3,24 
C 
2,67 
Ca 
1,30 
Cl 
3,54 
F 
4,42 
Ga 
1,34 
Ge 
1,95 
H 
3,06 
I 
2,88 
In 
1,30 
K 
1,03 
Kr 
2,98 
Li 
1,28 
Mg 
1,63 
N 
3,08 
Na 
1,21 
Ne 
4,60 
O 
3,21 
P 
2,39 
Rb 
0,99 
S 
2,65 
Sb 
2,06 
Se 
2,51 
Si 
2,03 
Sn 
1,83 
Sr 
1,21 
Te 
2,34 
Xe 
2,59 
Tabela parcial de eletronegatividade segundo Mulliken 
40 
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