AULA4 inorganica
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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Características dos elementos 
da Tabela Periódica. 
 
 Parte 4 
-Revisão propriedades periódicas dos 
elementos; 
- Resumo das propriedades dos elementos 
dos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 da 
Tabela Periódica. 
 
 
Prof. Priscila Silva 
Parte deste material foi elaborado pelo Prof. Jairo Tronto 1 
Propriedades Gerais dos Elementos 
1) Tamanho dos átomos e íons: 
Raio atômico
Ca
r = 1, 13 1 s2 2s2
r = 1, 60 1 s2 2s2 2p6 3s2
r = 1, 97 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 s2
Na mesma família
Be
Mg
No mesmo periódo
3 prótons 5 prótons 10 prótons
> número de prótons > atração sobre os e-
Li B Ne
Descendo ao longo de um grupo 
na Tabela Periódica o tamanho 
do átomo aumenta devido ao 
efeito dos níveis eletrônicos que 
vão sendo acrescentados. 
2 
Qui Inorg 1 \u2013 Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
1) Zef: É a carga liquida que o 
núcleo exerce sobre o elétron. 
Ex: Mg 
Zef = Z \u2013 S onde S é a Cte de blindagem. Alguns autores simplificam e 
consideram como sendo o número de elétrons do cerne do gás nobre 
que antecede o elemento. 
Descendo num grupo a Zef aumenta!!! Porém não impede o 
aumento do raio 
Qto mais interno o e- maio é a Zef, logo > E.I. 
Espécies isoeletrônicas: 11Na
+ e 12Mg
2+ e 17Cl
-1 e 16S
2- Quem possui 
maior raio? 
3 
Qui Inorg 1 \u2013 Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Reflexo da Zef nas ligações: 
Qual comprimento de ligação C \u2013 C , H \u2013 H ou C \u2013 H 
você espera ser maior? 
 
Ligação Comp. de ligação (nm) 
 
C \u2013 C 0,154 
H\u2013 H 0,077 
C \u2013 H 0,110 
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Qui Inorg 1 \u2013 Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Raios Iônicos 
Cr2+ = 0,615 A Cr 3+ = 0,55 A Cr5+ = 0,49 Cr6+ = 0,44 A 
Orbitais d e f não blindam eficientemente a carga nuclear. 
Por isso, ocorre uma significativa diminuição no tamanho do 
raio atômico ou iônico após a entrada dos 10 e- d ou dos 14 
e- f. 
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Qui Inorg 1 \u2013 Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Energia de ionização (determinadas a partir de dados 
espectroscópicos): É a energia mínima necessária para 
remover um elétron de um átomo gasoso no estado 
fundamental. E1 E3E2
E1 E2 E3< <
X(g) + Energia X+(g) + e
-
X X+ X2+ X3+
Energia ou potencial de ionização\u2022No estado gasoso 
porque no estado sólido 
tem que se romper o 
reticulo cristalino. 
\u2022Por que a energia de ionização é determinada no estado gasoso? 
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Qui Inorg 1 \u2013 Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Fatores que afetam a E.I 
\u2022 Zef: qto maior for, maior será a energia de ionização. 
\u2022 Raio qto maior for menor será a E.I. 
\u2022 Tipo de orbital: s> p> d> f (um elétron s pode aproximar-
se mais do núcleo). 
 
\u2022 Simetria qto maior mais estável e 
Maior a E.I 
Ex: s2, s2p3 e s2p6 (gases nobres) 
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Qui Inorg 1 \u2013 Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Metais de 
transição 
Be 
B 
C 
N 
O 
Be=1s22s2 B=1s22s22p1. 
Apesar de um Zef > é + fácil 
arrancar um e- de 2p1. 
8 
 
\u2022 A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. 
\u2022 A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo 
no estado gasoso ganha um elétron. 
Afinidade Eletrônica 
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Cl(g) + e- \uf0ae Cl-(g) exotérmica 
Ar(g) + e- \uf0ae Ar-(g) endotérmica 
 
\u2022 A magnitude da A.E depende do raio e da Zef. 
Ex: 
 
O O- A. E = -142 KJ/Mol
O- O2- A. E = 702 KJ/Mol
S S- A. E = -200 KJ/Mol
S- S2- A. E = 332 KJ/Mol
Li Li- A.E = -57 KJ/Mol
Na Na- A.E = -21 KJ/Mol
Por que se formam compostos com estes íons no estado 
 de oxidação -2 ? 
10 
Elementos do Grupo 1A (ns1, n \uf0b3 2) 
M M+1 + 1e- 
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g) 
4M(s) + O2 (g) 2M2O(s) 
A
um
e
nt
o 
d
a 
R
e
at
iv
id
ad
e
 
Metais alcalinos: 
Baixa energia de ionização, 
tendência a perder o único e- 
11 
Grupo 1A: os metais alcalinos (ns1) 
\u2022 Todos os metais alcalinos são excelentes condutores de 
calor e eletricidade, altamente reativos, incolores e macios. 
Por quê? 
\u2022 A química é dominada pela perda de seu único elétron s: 
\u2022 Formam compostos iônicos e incolores. 
M \uf0ae M+ + e- 
 
\u2022 A reatividade aumenta ao descermos no grupo. 
\u2022 Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH 
 e gás hidrogênio: 
2M(s) + 2H2O(l) \uf0ae 2MOH(aq) + H2(g) 
 
\u2022 Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com 
o O2: 4Li(s) + O2(g) \uf0ae 2Li2O(s) (óxido) 
2Na(s) + O2(g) \uf0ae Na2O2(s)(peróxido) K(s) + O2(g) \uf0ae KO2(s) (superóxido) 
 
12 
\u2022 Propriedades gerais 
1) Os metais alcalinos emitem cores características quando 
colocados em uma chama à alta temperatura. O elétron s é 
excitado por uma chama e emite energia quando retorna 
ao estado fundamental. 
2) Exibem estrutura cúbica corpo centrado 
onde cada átomo esta rodeado 
por outros 8 átomos adjacentes 
arranjados num vertice de um cubo. 
 
3) Tamanho 
 
4) Densidade, PF, PE e dureza: São baixos por possuirem 
distância internuclear grande. 
íon Cl-
13 
5) Energia de ionização (E.I): A 2° energia de ionização é extremamente elevada. 
Por quê? 
. 
M(s) + calor M(g)
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Quanto maior o tamanho do elemento maior 
será a distância internuclear diminuindo a
superposição entre os orbitais.
Fornecendo calor se rompe a própria 
ligação metálica
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Compostos 
1) Com carbono: Carbetos iônicos 
 
 
1) Óxidos: Só o Li produz monóxido simples. 
2) Hidróxidos: 
3) Hidretos: 
Na2C2(s) + H2O(l) 2 NaOH(aq) + C2H2(g)
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
MOH > força básica; absorvem 
CO2 da atmosfera
Li(s) + H2(g) 2LiH(s)
sólidos com estrutura ~ ao NaCl
LiH(s) + H2O(l) Li
+(aq) + OH-(aq) + H2(g)
5) Halogenetos: 
2Li(s) + Cl2(g) 2LiCl(s)
LiI é o menos iônico e NaF é pouco solúvel e LiF praticamente insolúvel 
15 
Elementos do Grupo 2A (ns2, n \uf0b3 2) 
M M+2 + 2e- 
Be(s) + 2H2O(l) não reagem 
A
um
e
nt
o 
d
a 
re
at
iv
id
ad
e
 
Mg(s) + 2H2O(l) Mg(OH)2(aq) + H2(g) 
M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g) M = Ca, Sr, ou Ba 
Metais alcalinos-terrosos: 
Baixa energia de ionização, 
tendência a formar íons M2+ 
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Metais alcalinos terrosos 
 Configuração eletrônica: 1s2 Propriedades semelhantes 
(tendências) daquelas encontradas para o grupo 1A. 
Elementos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra 
1) São divalentes, formam compostos incolores e iônicos e 
não são encontrados livres na natureza. 
O Be é uma exceção pois forma compostos covalentes. 
1) São agentes redutores (Baixa E.I e A.E). 
 
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 Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos 
1) Tamanho dos átomos e íons: São grandes porém menores 
que o grupo 1A. Na+ e Mg2+ (isoeletrônicos) 
2) Energia de ionização: Diminui de cima para baixo. Qual a 
possibilidade de M3+? 
18 
Densidade, dureza, P.F e P.E 
1) São mais duros que os metais do grupo 1A. Por que? 
2) Densidade maior qdo comparados ao grupo 1A. Por que? 
 
Estabilidade iônica: 
Os íons são mais estáveis do que os correspondentes 1+ 
 
 
 
Dureza da água: A água é dita dura quando contém sais 
como carbonatos, bicarbonatos ou sulfetos de Ca(II) e 
Mg(II). Existem dois tipos de águas duras: Temporárias e 
permanentes. 
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Compostos 
\u2022 A química é dominada pela perda de dois elétrons s: 
M \uf0ae M2+ + 2e-. 
Mg(s) + Cl2(g) \uf0ae MgCl2(s) 
2Mg(s) + O2(g) \uf0ae 2MgO(s) 
 
Todos os óxidos possuem Entalpia de formação bastante negativa, 
como consequência são estáveis quanto a decomposição. 
 
- Agentes redutores: Be e Mg principalmente, formam um filme de 
óxido. 
 
\u2022 O Be não reage com água, é o metal menos reativo do grupo. 
 
\u2022 Elevada relação carga/raio. Forma compostos covalentes. Além 
disso a sua eletronegatividade e relativamente elevada. 
 
 
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Elementos do Grupo 3A (ns2np1, n \uf0b3 2) 
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)