Aula 9 HSb

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Propriedades periódicas dos elementos
A tabela periódica
No início do século XIX, Jonh Dalton preparou uma lista de elementos químicos, 
cujas massas atômicas já eram conhecidas. 
Em 1829, Johann Döbereiner agrupou os elementos em três - ou tríades. Em 1829, Johann Döbereiner agrupou os elementos em três - ou tríades. 
Essas tríades também estavam separadas pelas suas massas atômicas, mas com 
propriedades químicas muito semelhantes.
Ca, Sr, Ba Cl, Br, I S, Se, Te
As Oitavas de John Newlands (1864)
Organizou os elementos em linhas. Cada linha continha 8 elementos. Havia
periodicidade nas propriedades a cada oito elementos.
Dimitri Ivanovich Mendeleev, em 1869, organizou os
elementos na forma da tabela periódica atual.
Organizados em ordem crescente das suas massas
atômicas, agrupando os elementos de propriedades
semelhantes.
Dmitri Mendeleev
(1834-1907)
Prémio Nobel em 1906
A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre
as outras, é que esta exibia semelhanças, não
apenas em pequenos conjuntos como as tríades.
Mostravam semelhanças numa rede de relações
vertical, horizontal e diagonal.
Em 1800, haviam 31 elementos conhecidos.
Em 1865, haviam 63 elementos conhecidos.
Em 2007, haviam 118 elementos conhecidos.
Como organizar os diferentes elementos de
forma que possamos fazer previsões sobre elementos
não descobertos?
Em 1871, Mendeleev observou que a posição mais
adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o
que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele
previu um número de propriedades para este elemento.
Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se
equiparam bem à previsão de Mendeleev.
Observou que cada elemento tinha 
sempre o mesmo número de prótons.
A tabela periódica moderna!!
Henry MOSELEY (1887-1915 )
Cientista britânico
Organizou a tabela periódica em 
ordem crescente de número atômico.
1
H
2
He
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
55 56
*
71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 8655
Cs
56
Ba
*
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
87
Fr
88
Ra
**
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo
Lantanídeos *
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
Actinídeos **
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
Grupo 1 � Família I A: metais alcalinos
Grupo 2 � Família II A: metais alcalino-terrosos
Grupo 3-12 �Metais de transição
Grupo 13 � Família III A: família do Boro
Grupo 14� Família IV A: família do Carbono
Grupo 15 � Família V A: família do Nitrogênio
Grupo 16� Família VI A: Calcogênios
Grupo 17 � Família VII A: Halogênios
Grupo 18 � Família 0: Gases Nobres
Carga nuclear efetiva
É a carga real que o núcleo exerce sobre o elétron externo.
�A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua
distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
� Blindagem (S): é a proteção que os elétrons internos
oferecem aos externos.
Zef = Z - S
Exemplo:
Átomo de sódio (Na) : 1s22s22p63s1
Elétron 3s ‘experimenta’ uma energia
de atração menor do que os elétrons
no nível 1s. A diminuição da atração é
devido às repulsões que os elétrons
dos níveis 1 e 2 provocam no elétrondos níveis 1 e 2 provocam no elétron
mais externo.
A atração entre o elétron em 3s e os
prótons é prejudicada pela barreira,
ou blindagem, que os elétrons em
níveis interiores fazem.
Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
EXERCÍCIOS
1) Calcular a carga nuclear efetiva para o Mg (Z= 12), Zn (Z= 30) e 
Na (Z= 11).
2) Calcular a carga nuclear efetiva para o elétron 3d do Fe (Z= 26).
3) Calcular a carga nuclear efetiva para o íon Ti2+ (Z= 22).
Variação de Zef na tabela periódica
PERÍODOS
Zef aumenta com aumento de Z, ou seja,
Zef aumenta da esquerda para a direita.
FAMÍLIAS
Elementos da mesma família, a partir do terceiro período, tem Zef 
proximadamente constante, mas o cernes maiores são mais eficiêntes ao 
blindar a carga nuclear.
� Considere uma molécula
diatômica simples.
� A distância entre os dois núcleos é 
Tamanho dos átomos e dos íons
� A distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação.
� Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade
da distância de ligação é 
denominada raio covalente do 
átomo.
Variação do Raio Atômico na Tabela Periódica
PERÍODOS
Raio diminui com aumento de Zef (e de Z), ou seja,
Raio diminui da esquerda para a direita.
Quarto, quinto e sexto períodos: decréscimo do raio é moderado pela
intervenção dos elementos de transição porque há aumento do número de
elétrons em (n-1)d e não na camada mais externa, o que aumenta a
blindagem e diminui Zef.blindagem e diminui Zef.
Lantanídeos: aumento do efeito da blindagem porque elétrons estão sendo
adicionados em (n-2)f. � Contração Lantanídica
No período normal há redução de tamanho, mas se contarmos todos os
lantanídeos há redução maior do que a esperada.
FAMÍLIAS
Raio aumenta com aumento de n (Zef é cte), ou seja,
Raio aumenta de cima para baixo.
Variação do Raio Atômico na Tabela Periódica
PERÍODOS
Raio diminui com aumento de Zef (e de Z), ou seja,
Raio diminui da esquerda para a direita.
FAMÍLIAS
Raio aumenta com aumento de n (Zef é cte), ou seja,
Raio aumenta de cima para baixo.
Tendências nos tamanhos dos íons
� O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto
iônico.
� O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número
de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
� Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e sãomenores do 
que os átomos que lhes dão origem.
� Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são
maiores do que os átomos que lhe dão origem.
Tendências dos tamanhos dos íons
� Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida
que descemos em um grupo na tabela periódica.
� Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo
número de elétrons.número de elétrons.
� Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os
íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Energia de Ionização
� A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) � Na+(g) + e-.
� A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g) �Na2+(g) + e-.
� Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se 
remover o elétron.
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando
um elétron mais interno é removido.
Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
� A energia de ionização diminui à medida que descemos em
um grupo. 
� Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente� Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente
removido ao descermos em um grupo.
� À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover 
um elétron do orbital mais volumoso. Este sofre menos
influência da força de atração do núcleo.
� Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do 
período.
� Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, 
fica mais difícil remover um elétron.
� São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a 
remoção do quarto elétron p.
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
� Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétronsp. 
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
s p
� Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta
a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a 
configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração
inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.
s p
s p s p
� Ao longo de um período, Zef aumenta. 
Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
� O elétron mais externo é mais
facilmente removido ao descermos
em um grupo
Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com 
o maior número quântico principal, n:
Li: 1s2 2s1 ; Li+: 1s2
Fe: [Ar]3d6 4s2 ; Fe2+: [Ar]3d6
Fe: [Ar]3d6 4s2 ; Fe3+: [Ar]3d5Fe: [Ar]3d6 4s2 ; Fe3+: [Ar]3d5
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo
valor de n disponível:
F: 1s2 2s2 2p5 ; F+: 1s2 2s2 2p6
S: [Ne]3s2 3p4 ; S2-: [Ne]3s2 3p6 = [Ar]
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo
gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso
Afinidades Eletrônicas
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica quanto
endotérmica: 
Cl(g) + e-� Cl-(g) ∆E = -349 kJ/mol
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
Ar(g) + e-� Ar-(g) ∆E > 0
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a 
afinidade eletrônica é positiva ou negativa. 
Cl(g) + e-� Cl-(g) ∆E = -349 kJ/mol
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem 
uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 
3p.
Ar(g) + e- � Ar-(g) ∆E > 0
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
2A ���� Be, Mg: ns2np0 ns2np1
* *
+ e-
*
5A ���� N, P, As, Sb: 
ns2 np3 ns2 np4
+ e-
*
Ligações covalentes entre átomos com diferentes
tendências para atrair elétrons
H-Cl
Eletronegatividade = Polaridade nas ligações químicas
H Cl
A nuvem eletrônica é deformada no sentido
do átomo com maior tendência para atrai-la
cargas
parciais
H-Cl
δ+ δ-
H Cl
δ+
δ-
• Idéia básica: quanto maior a diferença de 
eletronegatividade mais iônica será a ligação
• Exemplo: Qual dos compostos abaixo deve apresentar 
um caráter de ligação intermediário, ou seja, um caráter de ligação intermediário, ou seja, 
covalente-polar.
Cl-Cl O-H Na-Cl
Δelet 0 1.2 2.3
Cl2 H2O NaCl