AULA4 (7)

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QUÍMICA GERAL 
Prof. Dr. Juvenal Carolino da Silva Filho
Tabela periódica e suas propriedades
Dmitri Ivanovich Mendeleev (1934-1907)
Químico e físico russo
Tabela Periódica
Em 1869, enquanto escrevia seu livro 
de Química Inorgânica, Mendeleiev 
organizou os elementos na forma da 
tabela periódica atual.
Importância:
• verificar as características dos 
elementos e suas repetições
• fazer previsões. 
Princípios:
• aumento relativo da massa 
atômico dos elementos 
• similaridades das 
propriedades dos elementos 
• Ela segue o princípio de Aufbau de acordo com sua configuração eletrônica, ou seja, os 
elementos dentro do mesmo grupo possuem a mesma configurações eletrônicas. 
• A Tabela Periódica relaciona os elementos em linhas chamadas períodos e colunas 
chamadas grupos ou famílias, e ainda em ordem crescente de seus números atômicos.
bloco s bloco f bloco d bloco p
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Inicia pelo 1s
Pode ser dividir por bloco, dependendo do orbital o qual 
o último elétron ocupa.
d
s p
f
s e p elementos representativos
 d metais de transição
 f metais de transição interna
Os elementos pode ser referidos de uma forma coletiva, pelo número do seu grupo ou pelo 
nome que alguns grupos recebem. 
Grupos Nome Elementos
1 Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2 Metais alcalinos terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
16 Calcogênios O, S, Se, Te, Po
17 Halogênios F, Cl, Br, I, At
18 Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Metais
Ametais
• São maus condutores elétricos e térmicos.
• Não são dúcteis nem maleáveis.
• Muitos dos seus compostos elementares são 
sólidos quebradiços.
• Alguns dos seus compostos elementares são 
gasosos.
Enxofre
Ametais ou não-metais
Bromo Silício
Metais
• São bons condutores elétricos e térmicos.
• Possuem brilho metálico.
• São dúcteis (podem ser esticados à fios finos).
• São maleáveis (podem ser martelados à folhas 
finas).
• Reagem com com a água levando o metal a 
corrosão.
Ouro
Ferro
Cobre
Propriedades atômicas e periódicas
• As propriedades atômicas são de considerável importância para explicar algumas 
propriedades químicas dos elementos. 
• Seu conhecimento permite aos químicos organizar observações e predizer o 
comportamento químico e estrutural dos elementos.
• Dentre elas podemos citar:
• Raios atômico e raio iônico
• Energia de ionização
• Afinidade eletrônica
• Eletronegatividade
Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos
elementos variam periodicamente.
Efeito de penetração e blindagem
Carga nuclear 
positiva
Elétrons externos não tem 
efeito sobre os elétrons de 
interesse
Elétron de interesse Elétrons internos 
cancelam parte da carga 
nuclear
e-
• Apenas uma parte da carga nuclear atua 
realmente sobre os elétrons: é a Carga 
Nuclear Efetiva, Zef.
onde, Zef = carga nuclear efetiva, Z = carga nuclear, 
s = constante de blindagem
• Para átomos polieletrônicos a energia total deve ser calculada considerando Zef, n, l e a 
repulsão intereletrônica.
Zef = Z - s 
Para determinar Zef, os elétrons são divididos em grupos (a cada um corresponde uma 
constante de blindagem diferente).
Calculo do Zef - Regra de Slater
(1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s, 4p); (4d); (4f); (5s, 5p); etc.
Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de blindagem s é a soma das 
seguintes parcelas:
• a blindagem experimentada por um elétron ns ou np
• elétrons dentro do mesmo grupo blindam 0,35, exceto os 1s que blindam 0,30.
• elétrons dentro do grupo n-1 blindam com 0,85
• elétrons dentro dos grupos n-2 ou inferiores blindam com 1,00
• a blindagem experimentada nd ou nf
• elétrons dentro do mesmo grupo blindam com 0,35
• elétrons em grupos situados a esquerda blindam 1,00
Exemplos
H (Z = 1) 1s1
Zef (1s) = 1 – 0 = 1
Be (Z = 4) 1s2 2s2
Zef (2s
2) = 4 – [(1 x 0,35) + (2 x 0,85)] = 1,95
F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5
Zef (2p) = 9 – [(6 x 0,35) + (2 x 0,85)] = 5,20
Relação entre Z e Zef 
C
ar
ga
 n
u
cl
e
ar
 e
fe
ti
va
, Z
ef
N
ú
m
e
ro
 a
tô
m
ic
o
, Z
Tamanho atômico e iônico
2rM
rcov
r+ + r-
Raio metálico é definido como a metade da distância entre os núcleos 
dos átomos vizinhos próximos em um sólido, ajustados para o número 
de coordenação igual a 12. 
Raio covalente é definido como a metade da separação internuclear de 
dois átomos vizinhos de um mesmo elemento em uma molécula.
Raio iônico esta relacionado a distância entre núcleos de cátions 
vizinhos de ânions cujos raios são conhecidos, como o O2- que é 1,40 Å.
• O volume atômico é uma das propriedades mais úteis dos átomos e íons.
Periodicidade no raio atômico
Observa-se no gráfico do ra vs. Z, que o raio atômico aumenta ao se descer nos grupos e 
da direita para esquerda nos períodos. 
Aumenta
A
u
m
en
ta
• Ao se descer nos grupos, os elétrons são adicionados aos átomos em uma nova camada. 
• Através do período, os elétrons são adicionados em orbitais de mesma camada 
aumentando a carga nuclear efetiva resultando numa maior atração ao elétron.
Existem dois fatores agindo:
✓ Número quântico principal, n.
✓ a carga nuclear efetiva, Zef.
Número atômico (Z)
R
ai
o
 a
tô
m
ic
o
 (
p
m
)
4º.Período
Elemento
Transição
5º.Período
Elemento
Transição
Raio iônico
e-
e-
oxidação
redução
Sódio, Na
11e-
Flúor, F
9e-
10e-
Na+
Íons são átomos ou grupos de átomos com carga positiva ou negativa, formados pelo ganho 
ou perda de elétrons. 
10e-
F-
186 pm 95 pm
64 pm 133 pm
A perda de elétrons faz com 
que os demais elétrons do 
átomo sintam uma maior carga 
nuclear efetiva.
Mesma carga nuclear, porém 
com maior repulsão entre os 
elétrons, resultando maior raio
Quais dos seguintes pares de elementos/íons possuem o maior raio relativo? Explique?
Na ou Rb
K ou Ca
Ca ou Ca2+
Br ou Br-
Rb é maior que o Na devido possuir duas camada a mais que o Na.
K é maior que o Ca devido o Ca ter uma maior carga nuclear efetiva sobre 
o seu último elétron.
O Br é menor que seu ânion. 
O Ca é maior que seu cátion.
Periodicidade no raio iônico
Exemplo
O raio iônico segue a mesma tendência do raio atômico, quando considerado o mesmo 
estado de oxidação: aumenta ao se descer nos grupos e da direita para a esquerda nos 
períodos
⇒ 
⇒ 
⇒ 
⇒ 
Energia de ionização
A energia de ionização, Ei ou DHi, é a energia mínima necessária para remover um mol de 
elétrons de um mol de átomos isolados em fase gasosa.
Na(g) Na+(g) + e- DHi = 496 kJ/mol
• A 1a Ei é a energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado ao átomo 
neutro.
• 2a Ei é a ionização do cátion resultante, e assim por diante.
• As energias de ionização sucessivas têm energias crescente: 1a Ei < 2
a Ei < 3
a Ei .....
Z Elemento
Energia de Ionização (kJ/mol)
1a 2a 3a 4a
1 H 1.312
2 He 2.373 5.251
3 Li 520 7.300 11.815
4 Be 899 1.757 14.850 21.005
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é
removido
Observa-se no gráfico da Ei vs. Z, que a Ei aumenta ao subir nos grupos e da esquerda para 
a direita nos períodos. 
Fatores que afetam:
Aumenta
A
u
m
en
ta
O tamanho do átomo
A carga do núcleo
A eficiência com que os níveis eletrônicos 
internos blindam a carga nuclear
O tipo de elétron envolvido (s, p, d ou f).
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica, Eae ou DHae, é a energia envolvida quando um elétron é adicionado 
a um átomo neutro no estado fundamental em fase gasosa.
Cl(g) + e- Cl-(g) DHae = - 348,6 kJ/mol
• A entrada do elétron pode ser tanto endotérmica como exotérmica.
• Geralmente, a 1a Eae é um processo exotérmico:
a 2a Eae é um processo endotérmico:
O(g) + e- O-(g) DHae = - 142 kJ/mol
O-(g) + e- O2-(g) DHae = +844 kJ/mol
Aumenta
A
u
m
en
ta
Observa-se no gráfico da Eae vs. Z, que a Eae aumenta ao subir nos grupos e da esquerda 
para a direita nos períodos. 
-200
-100
0
100
200
300
400
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19
ATOMIC NUMBER
-E
L
E
C
T
R
O
N
 A
F
F
IN
IT
Y
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Número atômico (Z)
A
fi
n
id
ad
e 
el
et
rô
n
ic
a
-
-
-
-
Um elemento terá alta afinidade eletrônica se o elétron adicional entrar em uma camada 
onde ele experimente uma forte carga nuclear efetiva (Zef) 
• Átomos pequenos ↑ Zef, ↑ Eae. 
• Átomos grandes ↓ Zef, ↓ Eae 
Eletronegatividade, c (chi)
• Segundo Pauling, eletronegatividade é a capacidade de um elemento atrair elétrons 
para si em uma ligação química. 
Pauling observou que a energia de ligação da molécula de H-F não é a media das energias 
de ligação H-H e F-F, ou seja:
𝐸(𝐻−𝐻)= 436 kJ/mol
𝐸(𝐹−𝐹)= 153 kJ/mol
𝐸(𝐻−𝐹)= 563 kJ/mol
𝐸 𝐻−𝐹 −
𝐸 𝐻−𝐻 + 𝐸 𝐹−𝐹
2
= 268,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝐸 𝐻−𝐻 + 𝐸(𝐹−𝐹)
2
≠ 𝐸(𝐻−𝐹)
• Pauling sugeriu que a energia extra, D, proveniente de uma ligação A–B em relação à 
energia media das ligações A–A e B–B pode ser atribuída a contribuição iônica á ligação 
covalente. Então, a diferença de eletronegatividade é dada por:
𝜒𝐴 − 𝜒𝐵 = 0,102 Δ
0,102 é um fator de conversão entre kJ e eV para manter as 
unidades consistentes com as energias de ligação.
Δ = 𝐸(𝐴−𝐵) −
𝐸(𝐴−𝐴)+𝐸(𝐵−𝐵)
2
 (kJ/mol)
• Assim, se a energia de ligação A–B difere da média das ligações apolares A–A e B–B, 
presume-se que há uma substancial contribuição iônica para a ligação A–B e, assim, 
uma grande diferença de eletronegatividade entre os dois átomos. 
Exemplo
Calcule a eletronegatividade de Pauling do flúor usando as seguintes informações:
𝐸(𝐻−𝐻)= 436 kJ/mol
𝐸(𝐹−𝐹)= 153 kJ/mol
𝐸(𝐻−𝐹)= 563 kJ/mol
D = 563 - 436 + 153
2
𝜒𝐹 − 2,1 = 0,102 268,5
= 268,5
= 1,67
Valor empírico p/ Hidrogênio
𝝌𝑭 = 𝟑, 𝟕𝟕
𝜒𝐻 = 2,1
F
Cl
Br
I
H
Li Na K Rb Cs
El
et
ro
n
eg
at
iv
id
ad
e,
 c
4
3
2
1
10 20 30 40 50 60 70 80 90
Número atômico (Z)
Observa-se no gráfico da c vs. Z, que a c aumenta ao subir nos grupos e da esquerda para 
a direita nos períodos. 
Aumenta
A
u
m
en
ta
Obs.: Embora seja comum adotar um valor único para a eletronegatividade de um 
elemento ela não é uma propriedade atômica invariável e depende também do estado de 
oxidação do elemento.
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