Aula 3 QUI701 - Tabela Periódica

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QUÍMICA FUNDAMENTAL 
Aula 3: 
TABELA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
Prof. Msc.: Aline G. O. Paranhos 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLÓGICAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
DISCIPLINA QUI 701 – QUÍMICA FUNDAMENTAL 
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 ICEB / UFOP QUI701 - Química Fundamental 
AULA 3: Tabela e Propriedades Periódicas 
Meyer (1864): demonstrou a variação de propriedades periódicas, como o 
volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como uma função de massa 
atômica. Em 1869, expandiu sua tabela para mais de 50 elementos. 
Mendeleev (1869): Publicou os resultados do seu trabalho, incluindo sua 
própria versão da tabela periódica. 
PERIODICIDADE PERIÓDICA é aquela cujos valores para os diversos elementos 
crescem e decrescem em função do número atômico crescente. 
Lei da Periodicidade - Moseley (1913): “Quando os elementos são 
agrupados por ordem crescente de número atômico (Z) observa-se a repetição 
periódica de várias propriedades”. 
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Tabela Periódica de Mendeleev (1869) 
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Tabela Periódica de Moseley (1913) 
O que define como a propriedade periódica varia num PERÍODO é o NÚMERO 
ATÔMICO (Z); numa FAMÍLIA é o número de CAMADAS. 
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 Tabela Periódica Atual 
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1) Raio Atômico (r) 
Raio atômico ou Raio covalente: Definido como a metade da distância de ligação 
entre dois átomos idênticos. 
Cl – Cl (Cl2): 198 pm 
Raio atômico: 198/2 = 99 pm 
C – C no diamante: 154 pm 
Raio atômico: 54 pm 
Aumentam grupo/família abaixo na Tabela Periódica e diminuem ao longo de um 
período. 
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Z* = Z – S , S é a constante de blindagem 
1) Raio Atômico (r) 
- Ao longo de um grupo/família, o valor do tamanho atômico aumenta, ou seja, os 
elétrons vão estar mais distantes do núcleo e o raio atômico será maior. 
 
- Ao longo de um período, o tamanho atômico é o mesmo. No entanto, o aumento da 
carga nuclear efetiva (Z*) faz com a que a atração entre o núcleo e os elétrons aumente 
e o raio atômico diminua. 
- A Carga Nuclear (Z) de um 
átomo é seu número 
atômico. 
- A Carga Nuclear Efetiva (Z*) 
é a caga sofrida por um 
elétron em um átomo 
polieletrônico. 
- Z* ≠ Z devido ao efeito de 
blindagem provocado pelos 
elétrons internos. 
 
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1) Raio Atômico (r) 
Cálculo da constante S 
 
Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de blindagem (S) é a soma das 
seguintes parcelas. 
 
- Zero para qualquer grupo exterior ao elétron considerado; 
 
- 0,35 para cada um dos elétrons do mesmo grupo que o elétron considerado, exceto no 
grupo 1s no qual usa-se o valor 0,30; 
 
- Se o elétron considerado pertencer a um grupo, (ns, np), cada elétron do nível (n-1) 
contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos contribui com 1,00; 
 
- Se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada elétron dos grupos 
mais internos contribui com 1,00. 
 
Exemplo 1: Calcular S para H (Z=1), Be (Z=4), F (Z=9), Mg (Z=12) e Ni (Z=28). 
 
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 1) Raio Atômico (r) 
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2) Raio Iônico 
o Ânions: sempre maiores que os seus 
átomos de origem. 
o Cátions: sempre menores que os seus 
átomos de origem. 
No Flúor (Z=9) têm inicialmente, 9 
prótons e 9 elétrons. No íon F- a carga 
nuclear continua sendo 9, mas agora 
com 10 e-, o que provoca um 
aumento do átomo. 
No Lítio (Z=3) tem 3 prótons e 3 
elétrons. No íon Li+, os 3 prótons 
atraem apenas 2 e-, o que provoca 
uma contração do átomo. 
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2) Raio Iônico 
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3) Energia de Ionização 
Energia ou potencial de Ionização: É a energia que deve ser fornecida ao átomo (processo 
endotérmico) para retirar o elétron mais fracamente atraído pelo núcleo do átomo, 
quando este se encontra no estado gasoso e com distribuição eletrônica no estado 
fundamental. 
- Ao longo de um grupo/família, o elétron a ser removido está cada vez mais longe do 
núcleo, reduzindo assim a força atrativa núcleo-elétron e diminuindo a 1ª energia de 
ionização. 
 
- Ao longo de um período, Z* aumenta e, portanto, a energia necessária para remover 
um elétron também aumenta. 
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3) Energia de Ionização 
o A remoção de elétrons das camadas internas requer muito mais energia do que a 
remoção de um elétron de valência. 
- Ao perder 2e-, o Be adquire configuração de gás nobre (He); 
- Para remover o 3º e- do Be, necessita-se de uma quantidade enorme de energia. 
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 3) Energia de Ionização 
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3) Energia de Ionização 
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4) Afinidade Eletrônica 
Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade: É a energia liberada quando um átomo recebe 
um elétron, estando o átomo no estado gasoso e com distribuição eletrônica no estado 
fundamental. Quanto maior for a afinidade de um átomo por elétrons mais negativo será 
o valor da afinidade eletrônica. 
- Ao longo de um grupo/família, a AE diminui, porque os elétrons vão sendo adicionados 
cada vez mais longe do núcleo, fazendo com que a atração núcleo-elétron seja cada vez 
menor. Exceção: elétrons do grupo 2. 
 
- Ao longo de um período, o aumento de Z* torna mais difícil a ionização de um átomo e 
também aumenta sua atração por um elétron adicional. 
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4) Afinidade Eletrônica 
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4) Afinidade Eletrônica 
 
Exceções: 
 
o O Be não tem nenhuma afinidade por elétrons. Um elétron teria de ser adicionado ao 
subnível 2p, cuja energia é mais elevado do que a dos elétrons de valência. 
 
o O N também não tem nenhuma afinidade por elétrons. O elétron adicionado teria que 
ocupar o orbital 2p que está semipreenchido e as repulsões elétron-elétron seriam 
muito significativas. 
 
o Os gases nobres também não possui nenhuma afinidade por elétrons, pois qualquer 
elétron adicional deve ocupar uma camada quântica mais elevada. 
 
o A afinidade do átomo de F por um elétron é mais baixa que a do átomo de Cl, porque as 
repulsões elétron-elétron são maiores no F que tem um raio menor. 
 
 
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 5) Eletronegatividade 
Eletronegatividade: É a capacidade que o átomo do 
elemento tem de atrair elétrons, quando estes são 
compartilhados com outro átomo. Segue a 
tendência da afinidade eletrônica. 
 6) Eletropositividade 
Eletropositividade: É a capacidade que o átomo tem 
de repelir elétrons, quando estes estão 
compartilhados com outro átomo. Segue a 
tendência do raio atômico. 
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Resumo das Propriedades 
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Referências Bibliográficas: 
 
- Russel, J.B. Química Geral. Vol.1, McGraw-Hill. 1994; 
 
- Slabaugh,W.H.; Parsons, D. Química Geral. Livros Técnicos e Científicos, 
1982.