Periodicidade Química - Prof. Marcelo

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Periodicidade Química
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Periodicidade Química
Parte I
Marcelo Pedroso
Alguns elementos são conhecidos desde a antiguidade. Com aprimoramento da
ciência e descoberta de novos elementos, surge a necessidade de organizá-los
Desenvolvimentos preliminares
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Lothar Meyer e Dimitri Mendeleev, independentemente, descobriram a lei
periódica e organizaram os elementos de acordo com suas propriedades e
massas atômicas
Desenvolvimentos preliminares
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Lei periódica – quando os elementos são listados em ordem crescente de
número atômico Z, é observada uma repetição periódica em suas
propriedades
Lei periódica
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Gases nobres
Gases a T e P
ambientes, e pouco
reativos
Metais alcalinos
Posterior aos gases
nobres, se apresentam
como metais bastante
reativos
Halogênios
Anterior aos gases
nobres, são também
bastante reativos e
quimicamente
semelhantes aos não-
metais
Grupos – As colunas de uma tabela periódica representam os grupos. São
numerados de 1 – 18 (IUPAC)
Grupos representativos � Os grupos 1,2, 13-18. Os elementos desses grupos
são chamados de elementos representativos
Grupos de transição � Os grupos 3-12. Os elementos desses grupos são
chamados de elementos de transição
Tabela periódica moderna
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Alguns grupos recebem nomes especiais:
Metais alcalinos - 1
Metais alcalino terrosos - 2
Calcogênios - 16
Halogênios - 17
Gases nobres - 18
O hidrogênio por ter
propriedades particulares
deve ser considerado
como um grupo a parte
Períodos – Filas horizontais da tabela periódica. São numerados de 1 a 7e
variam de tamanho
Os períodos 6 e 7 compreendem os lantanóides (La - Yb) e actinóides
(Ac - No), os quais são chamados de elementos de transição interna
Tabela periódica moderna
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Tabela periódica moderna
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A periodicidade química é resultado das configurações eletrônicas dos elementos
Periodicidade nas configurações eletrônicas
Cada período inicia com elemento com a configuração 
ns1
Li (Z = 3)
Na (Z = 11) Bloco 
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Na (Z = 11)
K (Z = 19)
Be (Z = 4)
Mg (Z = 12)
Ca (Z = 20)
Átomos do grupo seguinte, dentro de um mesmo período
ns2
Bloco 
s
Um período é iniciado com o preenchimento de uma 
nova camada – camada externa
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Periodicidade nas configurações eletrônicas
Elementos do bloco p
B (Z = 5)
Al (Z = 13)
Ga (Z = 31)
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Quando a configuração ns2np6 é atingida, o elemento é um gás nobre –
octeto completo. 
Essa configuração confere a ele especial estabilidade
Periodicidade nas configurações eletrônicas
A partir do quarto período as configurações iniciando com ns1 e terminando 
com ns2np6 é interrompida pelo atraso na complementação do subnível 3d. 
Ti (Z = 22)
Elementos do bloco d - O “último elétron” a ser adicionado nesses 
átomos é um elétron de um orbital d
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Ti (Z = 22)
Y (Z = 39)
O mesmo observamos na série da lantanóides e actinóides, onde a 
subcamada (n - 2)f é a última a ser preenchida – Bloco f
U (Z = 92) - [Rn] 7s2 6d1 5f3
Propriedades Periódicas
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Propriedades Periódicas
Carga Nuclear Efetiva
As propriedades dos átomos estão diretamente associadas à intensidade 
da força de atração do núcleo sobre os elétrons mais externos. 
Chamamos de carga nuclear efetiva (Zef) a carga “sentida” por um 
elétron devido à influência da carga do núcleo menos o efeito da 
blindagem do elétrons de camadas internas
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De modo grosseiro, podemos dizer que
Zef = Z - S
Z – número atômico
S – n° médio de e-
entre o núcleo e o e-
em questão (não 
precisa ser inteiro)
Exemplo: carga nuclear efetiva sobre os e- mais externos do Mg, Z = 12
Z aproximada. 
Carga Nuclear Efetiva
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Os e- mais internos blindam ou protegem os e- mais externos da carga 
total do núcleo
e- de um mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros
Logo, a Zef sofrida pelos e- mais externos é determinada basicamente pela 
diferença entre a carga do núcleo e a carga dos e-mais internos
Zef aproximada. 
Real = + 3,3
Os e- 3s têm alguma probabilidade de estar dentro do cerne de Ne. Como 
consequência dessa “penetração”, os e- mais internos não são totalmente 
eficientes em blindar os e- 3s do núcleo. Assim, a Zef sofrida pelo e- 3s é 
maior que +2 
Carga Nuclear Efetiva
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Dentro de um período da TP � aumento da Zef
Carga Nuclear Efetiva
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Descendo um grupo da TP � Zef aumenta em menor grau que 
em um período
Tamanho 
dos átomos
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dos átomos
Raio atômico
A mecânica quântica não define o limite de um átomo, mas podemos definir seus 
tamanhos com base nas distâncias entre os átomos em várias situações
Raio aparente ou não ligante ou de van der Waals� distâncias mais 
próximas que separam os núcleos de dois átomos em uma colisão
Raio covalente – metade da distância de ligação entre dois átomos 
idênticos
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Distância de ligação – distância entre os 
núcleos de dois átomos ligados
Raio atômico
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Raio atômico
Tendências periódicas: 
descendo um grupo da TP, ocorre aumento no raio atômico devido ao
aumento do número quântico principal (n) dos elétrons mais externos
Em um período o raio atômico tende a diminuir da esquerda para direita
devido ao aumento da Zef
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Quando comparamos elementos de grupos e períodos diferentes, para
elementos representativos, o aumento observado num grupo é mais
significativo.
Ex: P < Se
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Raio iônico
Na formação de um cátion ocorre a perda de e- mais externos e, por consequência, há
diminuição das repulsões e- - e-. Logo, cátions são menores que os átomos que lhe
dão origem.
Na formação de um ânion há incremento no número de e-, logo aumenta a repulsão entre
eles e, por isso, sãomaiores que os átomos que lhe dão origem
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Raio iônico
Em uma série isoeletrônica, o raio atômico diminui com o aumento da carga
nuclear
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Energia de 
Ionização
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Ionização
Energia de ionização
Energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um e- de um
átomo ou íon gasoso no seu estado fundamental
Primeira energia de ionização, I1, é a energia necessária para remover o primeiro
e- de um átomo neutro
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Na(g) � Na+(g) + e-
Segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover o segundo
e-
Na+(g) � Na2+(g) + e-
Energia de ionização
A energia de ionização aumenta a medida que os e- são removidos
(I1<I2<I3)
Ocorre um aumento brusco na energia de ionização quando e- de um nível
mais interno é removido
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Energia de ionização
Tendências periódicas
1. No geral, em um período, I1 aumenta com o número atômico
2. Em um grupo geralmente diminui com o aumento do número atômico
3. Elementos representativos 
sofrem maior variação na I1
que os metais
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que os metais
Por que 
I1 B < I1 Be
E
I1 O < I1 N ?
Energia de ionização
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Energia de ionização
Quando um e- é removido de um átomo de lítio (1s2, 2s1), é o e- 2s1 que é removido
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Quando e- são adicionados a um átomo para formar um ânion, são adicionados a um
orbital vazio ou parcialmente preenchido com os mais baixos valores de n disponíveis
Afinidades 
Eletrônicas
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Eletrônicas
Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica é a variação de energia que ocorre quando um e- é adicionado
é adicionado a um átomo no estado gasoso.
Para muitos átomos, ocorre liberação de energia nesse processo
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
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Quanto maior for a atração entre um determinado átomo e um e-, mais negativa será a
afinidade eletrônica
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p62s1
Afinidade eletrônica
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Halogênios – apresentam grandesafinidades eletrônicas porque o ânion produzido
por ele apresenta configuração de gás nobre
Be e Mg – são positivas porque os e- devem ser acomodados em um subnível p
antes desocupado
Grupo 5 – Tem subníveis semi-preenchidos, logo a adição de um e- aumenta as
repulsões e- - e-