Principio da Exclusão de Pauli, Tabela Periódica e Propriedades Periódicas

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QUÍMICA GERAL – GQI 101 
Aula: Princípio da Exclusão de Pauli, 
Tabela Periódica e Propriedades Periódicas 
Docente: Giovana de Fátima Lima Martins 
Departamento de Química 
 
Átomos Polieletrônicos 
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli 
• O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons de um 
mesmo átomo não podem ter a mesma série de 4 números 
quânticos. 
 
 Portanto: 
 
=> dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. 
=> cada orbital de um mesmo átomo, definido por três 
números quânticos iguais, poderá ter no máximo dois 
elétrons. 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Os subníveis suportam no máximo: 
 
 s - 2 elétrons; 
 
 p - 6 elétrons; 
 
 d - 10 elétrons; 
 
 f - 14 elétrons. 
Cada camada da eletrosfera é dividida em subníveis: 
 
 Camada K (2 e-) é composta pelo subnível s. 
 
 Camada L (8 e-) é composta pelos subníveis s e p. 
 
 Camada M (18 e-) é composta pelos subníveis s, p, d. 
 
 Camada N (32 e-) é composta pelos subníveis s, p, d, f. 
 
 Camada O (32 e-) é composta pelos subníveis s, p, d, f. 
 
 Camada P (18 e-) é composta pelos subníveis s, p, d. 
 
 Camada Q (8 e-) é composta pelos subníveis s, p 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
O Modelo de Subníveis de Energia 
Linus C. Pauling quem apresentou a teoria até o momento 
mais aceita para a distribuição eletrônica. 
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI 
Diagrama de Linus Pauling: 
 
Distribuição dos elétrons em 
ordem crescente de 
energia 
Regra de Hund: Os elétrons numa 
mesma subcamada tendem a 
permanecer desemparelhados (em 
orbitais separados), com spins 
paralelos., 
arranjo mais estável é aquele com 
o máximo número de elétrons 
desemparelhados 
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI 
O ORBITAL indica a energia do elétron e a região do espaço 
em torno do núcleo onde o elétron é mais provavelmente 
encontrado. 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Cada camada possui um número máximo de elétrons que 
podem comportar, conforme tabela que segue: 
Camadas Número máximo 
de elétrons 
K 2 
L 8 
M 18 
N 32 
O 32 
P 18 
Q 8 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Pauling apresentou esta distribuição dividida em níveis e 
subníveis de energia, em que os níveis são as camadas e os 
subníveis divisões destes: 
 
Camada 
 
Nível 
Subnível Total de 
elétrons 
s2 p6 d10 f14 
K 1 1s 2 
L 2 2s 2p 8 
M 3 3s 3p 3d 18 
N 4 4s 4p 4d 4f 32 
O 5 5s 5p 5d 5f 32 
P 6 6s 6p 6d 18 
Q 7 7s 7p 8 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
RELEMBRANDO ... 
 
 Cada ORBITAL ATÔMICO tem forma e energia 
características e ocupa uma região no espaço; 
 
 Quanto + perto o ORBITAL está do núcleo, menor é a sua 
energia. 
=> Os orbitais devem 
ser preenchidos em 
ordem crescente de 
energia. De acordo 
com as diagonais do 
Diagrama de Linus 
Pauling: 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Regra de Hund 
 
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os 
elétrons de um elemento estão localizados. 
 
• Três regras: 
 
-Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. 
 
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo 
orbital (Pauli). 
 
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada 
orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um 
segundo elétron (regra de Hund). 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Distribuição de elétrons em um átomo 
O número máximo de elétrons e orbitais por subnível: 
Subnível Orbitais Máximo de 
elétrons 
s 1 2 
p 3 6 
d 5 10 
f 7 14 
 A distribuição eletrônica de um átomo refere-se à 
colocação dos elétrons nos diversos níveis de energia, 
subníveis e orbitais 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Ex: Dado o número atômico de um elemento (Z), segue a 
distribuição eletrônica: 
 
1) Por subníveis de energia em ordem energética crescente 
(pelo diagrama); 
 
 26Fe 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
 
2) Por níveis de energia (‘camadas”) 
 
 26Fe 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
 
3) Por orbitais (usando notação apropriada) 
 
 
 26Fe 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Distribuição de elétrons em um átomo 
Regras para o átomo fundamental 
 
1) Em um átomo neutro o nº de elétrons é = ao nº atômico (Z); 
2) Os elétrons vão sempre para o subnível de menor energia; 
3) Em um orbital pode haver no máximo 2 elétrons e eles serão 
de SPINS OPOSTOS; 
 
 
 
 
 
4) Dados vários orbitais de mesma energia (mesmo subnível), o 
elétron vai para o orbital que estiver vazio. 
5) A ordem de preenchimento dos subníveis é fornecido pelo 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Distribuição de elétrons em um átomo 
Ex: Zircônio (Zr) Z = 40 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2 
Note que o subnível 4s2 aparece antes do 3d10, de 
acordo com a ordem crescente de energia. 
 
No entanto, a distribuição pode ser feita ordenando os 
subníveis existentes por nível (camada) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d2 5s2 
CUIDADO!!!!! 
O SUBNÍVEL MAIS EXTERNO NEM SEMPRE 
É O MAIS ENERGÉTICO 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Distribuição de elétrons em um átomo 
Ex: Sódio (Na) Z = 11 
 
1s2 2s2 2p6 3s1 
Camada de valência 
1s2 2s2 2p6 3s1 
Cátion 
Cátion de Na+ => perdeu um elétron 
1s2 2s2 2p6 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Distribuição de elétrons em um átomo 
Ex: Oxigênio (O) Z = 8 
 
 1s2 2s2 2p4 
Camada de valência 
1s2 2s2 2p4 
Ânion 
Ânion de O2- => ganhou dois elétrons 
1s2 2s2 2p6 
TABELA PERIÓDICA E PRINCÍPIO DE PAULI 
Tabela Periódica 
• A maior parte dos 
elementos foi 
descoberta entre 1735 e 
1843. 
 
Como organizar tantos elementos diferentes de forma 
que possamos fazer previsões sobre elementos não 
descobertos? 
TABELA PERIÓDICA 
Primeira tentativa: 
 
 Mendeleyev e Meyer ordenou os elementos em 
ordem crescente de massa atômica. 
O Desenvolvimento da Tabela Periódica 
Ordenar os elementos de modo que reflitam as 
tendências nas propriedades químicas e físicas. 
Porém ... Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
 
Ex: em 1871, Mendeleyev observou que a posição mais adequada 
para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento 
faltando abaixo do Si. 
 ... Ele previu um número de propriedades para este elemento. 
TABELA PERIÓDICA 
Configurações eletrônicas e a Tabela Periódica 
Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades 
do Ge se equiparam bem à previsão de 
Mendeleev. 
TABELA PERIÓDICA 
O Desenvolvimento da Tabela Periódica 
 Tabela é dividida em blocos s, p, d e f (nomes das últimas 
subcamadas ocupadas), de acordo com o princípio da 
construção; 
TABELA PERIÓDICA 
O Desenvolvimento da Tabela Periódica 
 Exceções: 
 
 He está no bloco s, mas é mostrado no bloco p. 
 
He = propriedades semelhantes às dos gases nobres, está no 
Grupo 18/VIII pelo fato de que, como os demais elementos do 
Grupo 18/VIII, ele tem a camada de valência completa. 
 
 O hidrogênio ocupa uma posição única na Tabela 
Periódica. Ele tem um elétron s; logo, pertence ao Grupo 1. 
Mas sua configuração tem menos um elétron do que um gás 
nobre e, assim, pode agir como um membro do Grupo 17/VII. 
 
 ... Ele não pertence a nenhum grupo. 
TABELA PERIÓDICA 
O Desenvolvimento da Tabela Periódica 
 Os blocos s e p formamos grupos principais; 
 
 As configurações eletrônicas semelhantes dos elementos do 
mesmo grupo principal são a causa das propriedades 
semelhantes; 
 
 Número do grupo diz quantos elétrons estão presentes na 
camada de valência. 
 
 No bloco s, o número do grupo (1 ou 2) é igual ao número de 
elétrons de valência. 
 
 Cada novo período corresponde à ocupação da camada com 
o número quântico principal mais alto do que o da anterior. 
TABELA PERIÓDICA 
TABELA PERIÓDICA 
Configurações eletrônicas e a Tabela Periódica 
 Tabela Periódica 
 
 
 
 
• O número do período é o valor de n. 
• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. 
• Os grupos 3A - 8A têm o orbital p preenchido. 
• Os grupos 3B - 2B têm o orbital d preenchido. 
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f 
preenchido. 
pode ser guia para as configurações eletrônicas. 
TABELA PERIÓDICA 
Configurações eletrônicas e a Tabela Periódica 
TABELA PERIÓDICA 
Configurações eletrônicas 
Configurações eletrônica condensadas 
 
• O neônio tem o subnível 2p completo. 
• O sódio marca o início de um novo período. 
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para 
o sódio como 
 
 Na: [Ne] 3s1 
 
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. 
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
TABELA PERIÓDICA 
Configurações eletrônicas 
Metais de transição 
 
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. 
 
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 
4p começam a ser preenchidos. 
 
• Metais de transição: são os elementos nos quais os 
elétrons d são os elétrons de valência. 
TABELA PERIÓDICA 
Configurações eletrônicas 
Lantanídeos e actinídeos 
 
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. 
 
• Observe: La: [Kr]6s25d14f1 
 
• Os elementos Ce - Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são 
chamados lantanídeos ou elementos terras raras. 
 
• Os elementos Th - Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são 
chamados actinídeos. 
 
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza. 
TABELA PERIÓDICA 
As propriedades periódicas 
Tamanho dos átomos 
 
Considere uma molécula 
diatômica simples. 
 
• A distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação. 
 
• Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade 
da distância de ligação é 
denominada raio covalente do 
átomo. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
As propriedades periódicas 
Tamanho dos átomos 
Raio Atômico Raio Iônico 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
As propriedades periódicas 
Tamanho dos átomos 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanhos dos átomos e dos íons 
Tendências periódicas nos raios atômicos 
 
• Como consequência do ordenamento na tabela periódica, as 
propriedades dos elementos variam periodicamente; 
 
• O tamanho atômico varia através da tabela periódica; 
 
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam; 
 
• Ao longo dos períodos, os átomos tornam-se menores. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanhos dos átomos 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanhos dos átomos e dos íons 
Tendências periódicas nos raios atômicos 
 
 À medida que o nº quântico principal aumenta (ex., 
descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo 
ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico 
aumenta. 
 
• Ao longo de um período, o nº de elétrons mais internos 
mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. 
Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os 
elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio 
atômico diminua. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanho dos íons 
Tendências nos tamanhos dos íons 
 
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto 
iônico. 
 
• O tamanho do íon 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. 
 
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são 
maiores do que os átomos que lhe dão origem. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanho dos íons 
Os raios iônicos geralmente 
crescem com o valor de n em um 
grupo e decrescem da 
esquerda para a direita em um 
período. 
 
Os cátions são menores e os 
ânions são maiores do que os 
átomos originais. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanho dos íons 
Tendências dos tamanhos dos íons 
 
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida 
que descemos em um grupo na tabela periódica. 
 
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo 
número de elétrons. 
 
•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os 
íons tornam-se menores : 
 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Raio iônico – cátions e ânions 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Raio iônico – cátions e ânions 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tamanho dos íons 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Energia de ionização 
A 1ª energia de ionização, I1, é a quantidade de energia 
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso, 
isolado e em seu estado fundamental: 
 
Na(g) → Na
+
(g) + e
- 
 
A 2ª energia de ionização, I2, é a energia necessária para 
remover um elétron de um íon gasoso: 
 
Na+(g) → Na
2+
(g) + e
- 
Obs: o estado gasoso é garante não haver 
influência de forças intermoleculares na medida 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Energia de ionização 
Quanto > a energia de ionização, > é a 
dificuldade para se remover o elétron. 
 Baixa energia de 
ionização 
Elementos que formam cátions 
(metais; bons condutores elétricos) 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Variações nas energias de ionização sucessivas 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando 
um elétron mais interno é removido. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em 
um grupo (decrescem com o aumento de n) => o elétron mais 
externo fica mais afastado do núcleo e a ligação com o núcleo 
é mais fraca. 
 
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente 
removido ao descermos em um grupo; 
 
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover 
um elétron do orbital mais volumoso; 
 
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do 
período => a carga nuclear efetiva cresce da esquerda para a 
direita em um período 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Qual energia de ionização é 
mais forte a 1ª ou a 2ª ? 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
A segunda energia de ionização de um 
elemento é sempre maior do que a primeira. 
Mais energia é necessária para remover um 
elétron de um íon com carga positiva do que de 
um átomo neutro 
Grupo 1 ns1 I2 é consideravelmente > I1 
Grupo 2 ns2 I2 semelhante a I1 
O 2º elétron deve sair de um caroço de gás nobre, os elétrons 
do caroço estão muito mais próximos do núcleo = fortemente 
atraídos por ele e muita energia é necessária para removê-los. 
Por que? 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
Configurações eletrônicas de íons 
 
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do 
orbital com o maior número quânticoprincipal, n: 
 
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) 
 
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais 
baixo valor de n disponível: 
 
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6) 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Afinidades eletrônicas 
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. 
 
 
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um 
átomo gasoso,isolado e em seu estado fundamental ganha 
um elétron para formar um íon gasoso: 
 
Cl(g) + e
- → Cl-(g) 
Quanto maior for a afinidade de um átomo por elétrons mais 
negativo será o valor da afinidade eletrônica 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Afinidades eletrônicas 
• A afinidade eletrônica, na grande maioria dos casos é 
exotérmica (reação anterior), um exemplo de processo 
endotérmico é: 
 
Ar(g) + e 
- → Ar -(g) 
• É uma medida da tendência a formar ânions estáveis. 
Afinidade eletrônica grande e positiva 
=> ânion é estável (não-metais) 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas na afinidade eletrônica 
 Estão relacionadas às tendências observadas na energia 
de ionização; 
 
 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; 
 
 Ao longo de um grupo, 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: elementos do grupo 2. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas na afinidade eletrônica 
 Be = nenhuma afinidade por elétrons. Sua configuração 
eletrônica é 1s22s2. Um elétron teria de ser adicionado ao 
subnível 2p, cuja energia é mais elevada do que a dos 
elétrons de valência (2s). 
 
 
 N = nenhuma afinidade por elétrons. Sua configuração 
eletrônica é 1s22s22p3. Um elétron teria de ser adicionado ao 
subnível 2p, que está semi preenchido e as repulsões 
elétron-elétron seriam muito significativas. 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Tendências periódicas na afinidade eletrônica 
 Os gases nobres não possuem nenhuma afinidade por 
elétrons porque qualquer elétron adicional deve ocupar uma 
camada quântica mais elevada. 
 
 A afinidade do átomo de F por um elétron é mais baixa do 
que a do átomo de Cl porque as repulsões elétron-elétron 
são maiores no F que tem um raio menor 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Afinidades eletrônicas 
Quanto maior for a afinidade de um átomo por elétrons 
mais negativo será o valor da afinidade eletrônica. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Afinidades eletrônicas 
Aumento na afinidade por um elétron 
(AE se torna mais negativa) 
A
u
m
e
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) 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Eletronegatividade 
A força de atração exercida sobre os 
elétrons de uma ligação. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Eletronegatividade 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
TEORIA ATÔMICA 
Eletronegatividade