Tabela Periódica

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Tabela Periódica 1
Tabela Periódica
-A natureza periódica da tabela periódica resulta de padrões de repetição nas 
configurações eletrônicas dos elementos.
-Elementos localizados na mesma coluna apresentam o mesrno número de elétrons 
nos seus orbitais de valência
A lei periódica 
1. Mendeleev 
notou que propriedades física e químicas semelhantes se repetiam 
periódicamente quando os elementos eram dispostos em ordem crescente de 
massa atômica.
Tabela de Mendeleev
-elementos tabelados por peso atômico
-previu a existência de novos elementos
-estimou propriedades com grande exatidão
2. Henry Moseley 
desenvolveu o conceito de número atômico
identificou o múmero atômico como sendo o número de prótons
Tabela periódica moderna
Elementos com propriedades 
semelhantes foram organizados em 
séries de pilhas e arrumados em 
colunas verticais (grupos).
Elementos ordenados em ordem 
crescente de número atômico 
horizontal: períodos; vertical: 
grupos
Tabela Periódica 2
Variação de Propriedades com a Estrutura Atômica
Varias propriedades periódicas dependem da carga nuclear efetiva
relembrando blindagem: orbitais s e p são mais penetrantes que o d e f, isso 
significa que são mais prováveis de estar próximo do núcleo, logo o efeito 
blindagem no d e f é maior, pois são mais distantes do núcleo e mais restritos a 
uma região do espaço. 
Carga Nuclear Efetiva (Zef)
Definição: carga nuclear parcialmente blindada ou carga sofrida por um eletron em 
um átomo polieletrônico.
-a carga nuclear efetiva é sempre menor que a carga real 
Zef = Z - S , em que S é a constante de blindagem 
↑ S ↓ Zef
A carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita em qualquer período da 
tabela periódica. Porém, em um grupo, a carga nuclear efetiva varia muito menos 
que em um peíodo.
Cálculo do Zef - Regras de Slater
1. Todos os elétrons em qualquer grupo a diretia do grupo desejado, não terão 
influência para o cálculo de S.
2. Todos os elétrons no grupo ns ou np blindam o elétron de valência considerando 
um valor de 0,35 (exceto no caso do 1s onde o valor é 0,30).
3. Todos os elétrons na sub-camada n-1 contribuem para a blindagem com 0,85.
4. Todos os elétrons na sub-camada n-2 e camadas inferiores (n-3, n-4, ...) 
contribuem para a blindagem com 1,00.
5. Elétrons na camada nd ou nf: segue a regra 2. Todos os demais eletrons em 
orbitais d ou f contribuem com 1,00, ou seja: quando estiver em camadas 
internas (n-1, n-2, ...).
Propriedades periódicas
1. Raio Atômico
-distância entre os núcleos de dois átomos quando eles se encontram ligados um ao 
outro
Tabela Periódica 3
obs: para o hélio e o neônio, os raios atômicos devem ser estimados, pois não há 
compostos conhecidos desses elementos.
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS DOS RAIOS ATÔMICOS
aumenta de cima pra baixo: aumento do n° quantico principal (numero de 
camadas) dos elétrons mais externos. A medida que descemos em um grupo, 
os elétrons da camada mais externa têm maior probabilidade de estar mais 
afastados do núcleo, fazendo com que o raio atômico aumente.
diminui da esquerda pra direita: aumento da Zef ao longo do período. A carga 
nuclear efetiva cada vez maior atrai os elétrons de valência para mais perto do 
núcleo, fazendo com que o raio atômico diminua. exceções Cl até Ar ; As até Se
 ↑ Zef ↓ raio
Raio Iônico 
-distância entre os átomos em compostos iônicos
-o tamanho de um íon depende da sua carga nuclear, n° de elétrons, orbitais em 
que estão os elétrons de valência
-cátions são menores que os átomos que os formam (dimunuição da repulsão, 
perdem elétrons); ânions são maiores que os átomos que os formam (aumento da 
repulsão, ganham elétrons). 
-Para íons de mesma carga, os raios iônicos aumentam à medida que descemos 
em um grupo da tabela periódica 
-Série isoeletrônica: grupo de íons que tem o mesmo número de elétrons. Em 
qualquer série isoeletrônica, podemos listar os membros em ordem crescente de 
número atômico; portanto, a carga nuclear aumenta à medida que percorremos a 
Tabela Periódica 4
série. Como o n° de elétrons permanece constante, o raio iônico diminui com o 
aumento da Zef. ↑ Zef ↓ raio; ↑ Z ↓ raio 
2. Energia de Ionização (EI)
-energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon isolado 
em seu estado fundamental
-primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o primeiro 
elétron de um átomo neutro
-a magnitude da energia de ionização determina quanta energia é necessária para 
remover urn elétron: quanto maior for a energia de ionização, mais difícil será a sua 
remoção.
- as energias de ionização de um dado elemento aumentam à medida que ocorrem 
remoções sucessivas de elétrons: I1 < I2 < I3, e assim por diante. Essa tendência 
faz sentido, porque, a cada remoção sucessiva, um elétron é retirado de um íon 
cada vez mais positivo, exigindo uma energia sempre maior.
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS DAS PRIMEIRAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
A energia de ionização diminui 
à medida que descemos em 
um grupo (exceto pós 
lantanídeos)
Isso significa que o elétron 
mais externo é mais 
facilmente removido ao 
descermos em um grupo.
Geralmente a energia de ionização 
aumenda ao longo do período.
Ao longo de um período, Zef aumenta. 
Consequentemente, fica mais difícil 
remover um elétron.
Os elementos dos blocos s e p 
apresentam umaa faixa maior de valores 
de EI que os elementos dos metais de 
transição (devido ao preenchimento do 
orbital s e semipreenchimento do orbital 
p)
Cada elemento exibe um grande aumento de EI quando o primeiro elétron da 
camada mais interna é removido. Essa observação sustenta a ideia de que apenas 
os elétrons da camada mais externa estão envolvidos no compartilhamento e na 
transferência de elétrons que dão origem a ligações e reações químicas. Os 
elétrons das camadas mais internas estão fortemente ligados ao núcleo, dificultando 
sua remoção do átomo ou até mesmo seu compartilhamento com outro átomo.
Tabela Periódica 5
↑ EI ↓ raio; ↑ Zef ↑ EI
A energia necessária para remover um elétron da camada mais externa ocupada 
depende tanto da carga nuclear efetiva quanto da distância média entre o elétron e 
o núcleo. Aumentar a carga nuclear efetiva ou diminuir essa distância aumenta a 
atração entre o elétron e o núcleo. A medida que essa atração aumenta, torna-se 
mais difícil remover o elétron; assim, a energia de ionização aumenta.
3. Afinidade Eletrônica (AE)
-mede a atração/afinidade do átomo pelo elétron adicionado
-para a maioria dos átomos a energia é liberada quando um elétron é adicionado 
-diferença entre energia de ionização e afinidade eletrônica: a energia de ionização 
mede a variação de energia quando um átomo perde um elétron, enquanto a 
afinidade eletrônica mede a variação de energia quando um átomo ganha um 
elétron.
-quanto maior for a atração entre um átomo e um elétron adicionado, mais negativa 
será a afinidade eletrônica do átomo.
-a afinidade eletrônica dos gases nobres tem valor positivo
Os halogênios, que apresentam uma subcamada p com um elétron a menos que 
uma subcamada preenchida, têm afinidades eletrônicas mais negativas. Ao ganhar 
um elétron, um átorno de halogênio forma um ânion estável com uma configuração 
de gás nobre.
Tabela Periódica 6
A adição de um elétron a urn gás nobre, no entanto, requer que o elétron seja 
posicionado em uma subcamada de alta energia que está vazia no átomo. Como 
ocupar uma subcamada de maior energia é energeticamente desfavorável, a 
afinidade eletrônica é altamente positiva.
-grupos 2A e 5A: contém subcamadas completas/semipreenchidas, que torná-os 
mais estáveis, logo o elétron a ser adicionado deve ser colocado em um orbital já 
ocupado, gerando mais repulsão entre eles. Esses elementos tem AE mais positiva. 
-elementos do bloco 2p (exceto Mg,Be, P,N): orbitais pequenos podem gerar 
repulsão entre eles (estão mais próximos do núcleo e os elétrons ficam mais 
próximos entre si. Isso explica porque o Cl- tem mais AE que o F-