QUÍM 2 - Quadro periódico

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Quadro periódico: histórico e 
características organizacionais 
Química Inorgânica A 
Prof. Hemerson Nascimento 
 Robert Boyle (1661) – elaborou o 
primeiro conceito de elemento com base 
experimental: 
 
“um conjunto de átomos que têm o mesmo 
número de prótons em seu núcleo, ou seja, o 
mesmo número atômico (Z)”. 
 
 Dimitri Ivanovich Mendeleev (1869) – 
organizou fichas descritivas das 
propriedades de 50 elementos em ordem 
crescente de massa atômica. 
 Na mesma época, Julius Lothar Meyer 
apresentou trabalho semelhante. 
A NATUREZA É UM QUEBRA-CABEÇA 
 Alguns anos depois, Henry Moseley percebeu que as propriedades 
dos elementos estavam mais ligadas ao número atômico que à massa. 
 
Lei periódica  “As propriedades físicas e químicas dos elementos são 
 funções periódicas dos seus números atômicos”. 
Tabela periódica moderna – IUPAC 
Tabela periódica moderna – IUPAC 
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Tabela periódica moderna – IUPAC 
Em 1985, a IUPAC resolveu chamar cada coluna da tabela periódica de 
grupo, numerados de 1 a 18, extinguindo assim os subgrupos A e B 
(as chamadas “famílias” de elementos). 
Periodicidade e configuração eletrônica 
Periodicidade e configuração eletrônica 
Periodicidade e configuração eletrônica 
Examinando a tabela periódica, veremos que arranjos semelhantes 
de elétrons no último nível de energia aparecem em elementos 
diferentes. À medida que o número atômico aumenta, as 
configurações mais externas se repetem a intervalos de 8: 
 
O neônio (Z = 10), que tem subnível 2p completo e o sódio (Na), que 
marca o início de um novo período, pode ter a sua configuração 
representada na forma condensada Na: [Ne] 3s1 
 
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. 
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
 
Exercício – Dê a configuração eletrônica condensada dos seguintes 
átomos: Se (Z=34); Nb (Z=41); Fr (Z=87); Sm (Z=62) 
Como encontrar o período e o grupo? 
O elemento possui quatro camadas eletrônicas (n = 4), então estará 
no quarto período. Como o último elétron entrou num subnível p, 
trata-se de um elemento representativo situado no grupo 15 (antiga 
família VA), pois tem 5 elétrons na camada de valência. 
 
Para os elementos de transição, as coisas mudam um pouco: 
 
Vanádio (V, Z = 23)  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 
 
A soma do número de elétrons nos dois últimos subníveis (2+3 = 5) é 
o que indica o número do grupo (5 ou família VB). 
Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do 
orbital com o maior número quântico principal, n. 
 
Li = 1s2 2s1 Li+ = 1s2 
Fe = [Ar] 3d64s2 
Fe3+ = [Ar] 3d5  Fe2+ = ? 
 
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o 
mais baixo valor de n disponível. 
 
F = 1s2 2s2 2p5 
F− = 1s2 2s2 2p6 
Configuração eletrônica dos íons 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
As propriedades periódicas são aquelas que se repetem com 
certa frequência, periodicamente, de acordo com o número atômico. 
Raio atômico: o tamanho do átomo 
Numa molécula diatômica simples, a 
distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação e a metade 
da distância de ligação é corresponde ao 
raio covalente do átomo. 
Existem dois fatores determinantes do raio: o número quântico 
principal (n) e a carga nuclear efetiva (Zef) 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Ao descermos em um grupo, os átomos 
aumentam; ao longo dos períodos da tabela 
periódica, os átomos tornam-se menores. 
 Blindagem e carga nuclear efetiva 
Ao mesmo tempo que cada elétron é atraído pelo núcleo, é repelido 
pelos demais elétrons, de modo que ele está menos ligado ao núcleo 
do que estaria sem a influência do demais elétrons. Dá-se a este 
fenômeno o nome de [efeito de] blindagem. 
 
Como resultado da blindagem ocorre uma diminuição da carga 
nuclear efetiva (Zef) experimentada pelo elétron. Observe-se, no 
entanto, que os elétrons não “bloqueiam” a influência do núcleo; cria 
uma interação coulombiana de repulsão adicional que corrige 
parcialmente a atração núcleo-elétron. 
 
Em termos de penetração, elétrons num orbital s estão mais 
próximos do núcleo do que elétrons de orbitais p, assim estão mais 
ligados e tem energia ligeiramente menor (e.g.). 
 Tendências no tamanho dos íons (raio iônico) 
O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto 
iônico e também depende da carga nuclear, do número de 
elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. 
Os cátions deixam vago o 
orbital mais volumoso e são 
menores do que os átomos 
que lhes dão origem, 
enquanto os ânions 
adicionam elétrons ao 
orbital mais volumoso e são 
maiores do que os átomos 
que lhe dão origem. 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Energia de ionização (I) 
Energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo 
isolado no estado gasoso. É expressa em elétron-volts (eV) para um 
átomo isolado e em joules por mol (J.mol-1) de átomos. 
 
X (g) + ENERGIA X
+ (g) + e
- 
 
A primeira energia de ionização (I1) atende a definição acima: 
 
Cu (g) Cu
+ (g) + e
-
(g) I1 = 8,14 eV, 785 kJ.mol
-1 
 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
A segunda energia de ionização (I2) é a energia necessária para 
remover um elétron de um cátion com carga unitária na fase gasosa. 
 
Cu+ (g) Cu
2+ (g) + e
-
(g) I2 = 20,26 eV, 1955 kJ.mol
-1 
 
Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre diminuição do 
raio e, em decorrência disso, aumenta a atração exercida pelo núcleo 
sobre o elétron mais afastado (Zef), por isso I2 é sensivelmente maior. 
Quanto maior o tamanho do átomo, 
menor será a energia de ionização, logo, 
na tabela periódica, esse potencial varia 
de modo inverso ao raio atômico. 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade (Eea) 
Diz respeito à energia liberada quando um elétron se liga a um átomo 
isolado no estado gasoso. Também é expressa em elétron-volts (eV) 
ou em joules por mol (J.mol-1) de átomos. 
 
X (g) + e
- 
(g) X
–
 (g) + ENERGIA
 
 
Uma alta afinidade eletrônica implica que grande quantidade de 
energia é liberada quando o elétron se liga ao átomo. 
 
Cl (g) + e
- 
(g) Cl
–
 (g) Eea = 3,62 eV, 349 kJ.mol
-1 
 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
É difícil determinar valores de Eea, 
mas verifica-se que, no geral: 
Quanto menor o tamanho do átomo, 
maior a eletroafinidade. 
Para os gases nobres, um 
elétron adicionado deve 
ocupar camada externa a 
última completa, o que 
requer energia (processo 
endotérmico), assim Eea é 
negativa ou não definida. 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Densidade absoluta (d) 
Chama-se densidade absoluta (d) ou massa específica de um 
elemento o quociente entre sua massa (m) e seu volume (V ). 
Os elementos mais densos situam-se no centro e na parte inferior da 
Tabela. Exemplo: ósmio (d = 22,5 g/cm3) e irídio (d = 22,4 g/cm3). 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) 
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em 
ebulição são, também, funções periódicas de seus números atômicos. 
Os elementos de menores pontos de fusão e de ebulição são aqueles 
que podem se apresentar no estado líquido ou gasoso, em condições 
ambiente. O tungstênio (W) é o metal com maior PF (3.422 °C). 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
As propriedades aperiódicas dos elementos são aquelas cujos 
valores variam (aumentam ou diminuem) à medida que o número 
atômico aumenta e não se repetem comregularidade nos períodos. 
Assim, não se enquadram na lei da periodicidade de Moseley. 
Massa atômica 
É o número que indica quantas vezes o átomo é mais pesado que 1/12 
do átomo de 12C. Sempre aumenta com o número atômico. 
Calor específico 
Quantidade de calor necessária para elevar em 1 °C a temperatura de 
um grama de uma substância sem alteração no seu estado físico. 
Para um elemento no estado sólido, diminui com o aumento de Z. 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
Dureza 
A dureza é uma propriedade característica de materiais sólidos que 
representa a resistência destes materiais ao risco ou à penetração 
quando pressionados. Quanto maior é o número atômico, maior 
também é a dureza do elemento químico. 
Índice de refração 
O índice de refração é uma propriedade física definida como a razão 
entre a velocidade da luz em dois meios diferentes (no ar e num 
corpo transparente mais denso). Tal propriedade também aumenta 
com o aumento do número atômico. 
Referências 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre, RS: Bookman, 2006. 968p. 
Tradução de: Ricardo Bicca Alencastro. 
ATKINS, Peter; PAULA, Julio. Atkins: Físico-Química. 7 ed. Rio de Janeiro, RJ: 
LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 2004. 593p. 2v. Tradução de: 
Edílson Clemente da Silva. 
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. 4 ed. rev. e ampl. São Paulo, 
SP: Moderna, 2001. 740p. 
KOTZ, J.C. e cols. Química Geral I e Reações Químicas – tradução da 5ª 
edição norte-americana. São Paulo, SP: Pioneira Thonson Learning, 2005. 672p. 
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. São Paulo, SP: E. Blücher, 
2008. 527 p. 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química: ensino médio. São Paulo, SP: 
Saraiva, 1997. 607p.