Química I- Propriedades Periódicas

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Propriedades periódicas 
• São aquelas que tendem a crescer ou a 
decrescer com o aumento dos números 
atômicos dos elementos químicos ao longo de 
cada período, ou seja, repetem-se 
periodicamente. 
• Ex: raio atômico ou tamanho atômico, energia 
de ionização, afinidade eletrônica, 
eletronegatividade. 
 
Propriedades periódicas 
• Uma das maneiras de trabalho dos cientistas 
é a busca de ordem nos fatos observados → 
regularidades, tendências, irregularidades e 
diferenças→ remetam a alguma lei à qual a 
matéria possa estar submetida. 
• 1817→ pode ser considerado o ano no qual 
teve início a busca pela regularidade no 
comportamento dos diversos elementos 
conhecidos. 
Propriedades periódicas 
 
• Tamanho dos Átomos: Cálculo da Carga 
Nuclear Efetiva. Tamanho dos íons. Energia de 
Ionização. Afinidade Eletrônica. 
Eletronegatividade. 
 
Propriedades periódicas 
• Carga nuclear efetiva 
• Para entender as propriedades dos átomos é 
necessário considerar não apenas as 
configurações eletrônicas, mas também a 
intensidade da força de atração entre o núcleo e 
os elétrons mais externos. 
 
- Lei de Coulomb – a força de atração entre duas 
cargas elétricas depende da magnitude das 
cargas e da distancia entre elas. 
- Logo a força de atração entre um elétron e o 
núcleo depende da carga nuclear líquida agindo 
no elétron e da distancia média entre o núcleo e 
o elétron. 
Propriedades periódicas 
Carga nuclear efetiva 
 
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por 
um elétron em um átomo polieletrônico. 
 
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no 
núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. 
 
 
Carga nuclear efetiva 
 
• Os elétrons são atraídos pelo núcleo, mas são 
repelidos pelos elétrons que os protegem da 
carga nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende 
da sua distância do núcleo e do número de 
elétrons mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de elétrons 
protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) 
diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S 
aumenta (número médio de elétrons protetores) 
e Zef diminui. 
 
Carga nuclear efetiva 
• A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons 
mais externos é basicamente a diferença entre a 
carga do núcleo e a carga dos elétrons internos 
(para o Mg, Zeff = 12-10= 2+) _ fig “a” 
 
• Entretanto, este cálculo subestima a carga 
nuclear efetiva, pois existe grande probabilidade 
de que os elétrons mais externos estejam no 
cerne do átomo (fig “b”) – cálculos mais 
detalhados mostram que a carga nuclear efetiva 
do Mg é 3,3+ 
 
Carga nuclear efetiva 
 
 
• Como a carga nuclear efetiva varia nos 
períodos e grupos? 
Carga nuclear efetiva 
• A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons 
mais externos em um período da tabela 
aumenta quando passamos de elemento para 
elemento: 
– o número de elétrons internos (S) permanece o 
mesmo a medida que nos movemos no período, 
mas a carga nuclear real aumenta (Z aumenta de 
uma unidade de elemento para elemento-slide6). 
- Os elétrons mais externos blindam uns aos outros 
com pouca eficiência: a carga nuclear efetiva 
aumenta progressivamente. Ex: Li (1s2 2s1) – Zeff= 3-
2= 1+; Be (1s
2 
2s
2
) – Zeff= 4-2= 2+ 
 
Carga nuclear efetiva 
• Descendo em uma família, a carga nuclear 
efetiva Zeff sofrida pelos elétrons mais externos 
varia muito menos do que nos períodos: 
- Ex: esperaríamos que Zeff para os elétrons mais 
externos do Li (1s22s1) e Na (1s22s22p63s1) fossem 
aproximadamente iguais: Zeff = 3-2=1+ e Zeff= 
11-10= 1+, respectivamente. 
 Mas Zeff aumenta ligeiramente quando 
descemos nas famílias, pois cernes maiores são 
mais eficientes em blindar da carga nuclear os 
elétrons mais externos. 
 
Propriedades periódicas 
 
Tamanho dos Átomos. Cálculo da Carga Nuclear 
Efetiva. Tamanho dos íons. Energia de 
Ionização. Afinidade Eletrônica. 
Eletronegatividade. 
 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
 
• Considerando o modelo da mecânica 
quântica, os átomos e íons não tem limites 
definidos tornando suas bordas bastante 
vagas. Diante disto, como podemos definir 
seus tamanhos? 
 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
 
• Distinção entre raio atômico 
covalente e raio atômico de 
van der Waals 
Considere uma molécula 
diatômica simples: 
• A distância entre os dois 
núcleos é denominada 
distância de ligação. 
• Metade da distância de 
ligação é denominada raio 
covalente do átomo, se os 
dois átomos que formam a 
molécula são iguais. 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
• Raio de van der Waals e tamanho 
atômico 
 
 O raio de van der Waals – também chamado 
de raio não ligante – é usado para 
determinar o tamanho dos átomos. 
 
* - Modelos de preenchimento de espaço 
usam o raio não ligante para determinar o 
tamanho dos átomos– fig 2.20 
 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
• Raio atômico covalente e comprimento 
de ligação 
 
Os raios atômicos covalentes - também 
chamados de raios ligantes - 
permitem estimar os comprimentos de ligação 
entre diferentes elementos em moléculas 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
• O raio atômico covalente - é medido e definido 
como metade da distância entre dois átomos 
iguais em uma molécula. 
 
- Ex. o raio atômico do átomo de cloro ( valor de 
99 pm) é a metade da distancia entre dois 
núcleos de cloro em uma molécula de cloro - Cl2 
 (Distância de ligação – 198 pm) 
 e o raio atômico do átomo de bromo (valor 114 
pm) é metade da distancia entre dois núcleos 
de bromo em uma molécula de bromo - Br2 
(Distância de ligação – 228 pm) 
 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
 
Tendências dos raios atômicos nos 
periódos e grupos 
• À medida que o número 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 na tabela periódica, o 
número de elétrons mais internos mantém-se 
constante. Entretanto, a carga nuclear (Z) 
aumenta . Conseqüentemente, aumenta a 
atração entre o núcleo e os elétrons mais 
externos. Essa atração faz com que o raio atômico 
diminua. 
 
Tamanho dos átomos 
e 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+ 
 
Energia de ionização 
 
• É a energia necessária para remover o 
elétron de maior energia (mais distante 
do núcleo) de um átomo ou íon gasoso 
isolado em seu estado fundamental. 
 
 
X (g) + Energia → X
+
(g) + e
- 
 
Energia de ionização 
 • A primeira energia de ionização, I1, é a 
quantidade de energia necessária para remover 
um elétron de um átomo gasoso: 
Na(g)  Na+(g) + e-. 
 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia 
necessária para remover um elétron de um íon 
gasoso: 
Na+(g)  Na2+(g) + e-. 
 
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a 
dificuldade para se remover o elétron. 
 
Energia de ionização 
 Variações nas energias de 
ionização sucessivas 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização 
quando um elétron mais interno é removido. 
 
 
 
 
Energia de ionização 
 
 
• Comportamento da energia de ionização 
nos períodos e grupos 
 
Energia de ionização 
 
Tendências periódicasnas primeiras energias de 
ionização 
 
• A energia de ionização diminui à medida que 
descemos em um grupo. 
- 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. 
- A energia de ionização geralmente aumenda ao 
longo do período. 
- Ao longo de um período, Zef aumenta quando 
passamos de elemento para elemento. 
Consequentemente, fica mais difícil remover um 
elétron. 
 
 
Energia de ionização 
 
Energia de ionização 
 
Configurações eletrônicas de íons 
• Cátions: os elétrons são primeiramente 
removidos do orbital com o maior número 
quântico principal, 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) 
Ex 
 
Eletronegatividade 
• É a capacidade de um determinado átomo de 
atrair os elétrons envolvidos em uma ligação 
química 
• Os valores de eletronegatividade são baseadas 
em outras propriedades dos átomos, inclusive 
a energia de ionização – os elementos com 
elevada energia de ionização terão 
eletronegatividade elevada. 
 
Afinidades eletrônicas 
 
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de 
ionização. 
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia 
quando um átomo gasoso ganha um elétron 
para formar um íon gasoso: 
Cl(g) + e-  Cl-(g) 
 
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica 
(como o exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e-  Ar -(g) 
 
Afinidades eletrônicas X Energia 
de Ionização 
• Diferença entre Energia de Ionização e 
Afinidade Eletrônica 
 
A Energia de Ionização mede a facilidade com 
que um átomo perde um elétron; Afinidade 
Eletrônica mede a facilidade com que um 
átomo ganha um elétron. 
Afinidades eletrônicas 
 Para muitos átomos a energia é liberada quando 
um elétron é adicionado 
 
Ex: Afinidade eletrônica : 
Cl(g) + e- →Cl-(g) 
Variação de energia: - 349kJ/mol 
Dizemos que a afinidade eletrônica do cloro é 
- 349kJ/mol; 
- Quanto maior a atração que um átomo exerce 
sobre um elétron adicionado a ele, maior será a 
afinidade eletrônica do átomo. 
 
Afinidades eletrônicas 
 • Afinidade eletrônica - medir não é tarefa fácil, 
portanto não se conhecem os valores exatos para 
todos os elementos. 
• A tabela abaixo traz alguns valores de 
afinidade eletrônica: 
- Afinidade eletrônica tende a aumentar a medida 
que seguimos da família 3A para a 7A 
- Os halogênios possuem os maiores valores de 
afinidade eletrônica 
- Os gases nobres possuem afinidade eletrônica 
positiva , pois um novo elétron tem de ocupar um 
subnível de mais alta energia. 
 
Afinidades eletrônicas 
Metais, não-metais 
• Metais 
 
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos 
metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, 
os óxidos formam sólidos iônicos básicos e 
tendem a formar cátions em solução aquosa). 
• O caráter metálico aumenta à medida que 
descemos em um grupo. 
• O caráter metálico diminui ao longo do período. 
• Os metais têm energias de ionização baixas. 
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em 
vez de redução. 
 
 
 
 
Metais, não-metais 
 
 
Tendências de grupo 
• Grupo 1A: os metais alcalinos 
• (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio). 
O hidrogênio não faz parte da família 1 A – 
constitui um subgrupo da tabela periódica. 
• Semelhança entre os metais alcalinos é 
atribuída ao fato de possuírem apenas um 
elétron na camada de valência. 
• São muito reativos, a reatividade aumenta a 
medida que se desce no grupo. 
 
 
Características dos metais alcalinos 
 
• Todos reagem com água formando gás 
hidrogênio e solução alcalina do respectivo metal. 
 2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH (aq) + H2(g) 
- Prateados (exceção Ce), sólidos a temperatura 
ambiente, temperatura de fusão baixa 
- Quando os compostos de seus cátions são 
submetidos ao teste de chama resultam em cores 
características de cada um de seus cátions. 
 
 
Características dos metais alcalinos 
• Os metais alcalinos emitem cores características 
quando colocados em uma chama à alta 
temperatura. 
• O elétron s é excitado por uma chama e emite 
energia quando retorna ao estado fundamental. 
Características dos metais alcalinos 
• Os metais alcalinos emitem cores 
características quando colocados em uma 
chama à alta temperatura 
• Exemplo: 
- Sódio – cor da chama: amarelo ouro 
- Potássio – cor da chama: lilás 
- O elétron s é excitado por uma chama e emite 
energia quando retorna ao estado 
fundamental. 
 
Tendências de grupo 
 metais 
• Grupo 1A: os metais alcalinos 
 
Tendências de grupo 
 metais 
Grupo 2A: metais alcalinos terrosos 
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e 
mais densos do que os metais alcalinos. 
• A química é dominada pela perda de dois 
elétrons s: 
M  M2+ + 2e-. 
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s) 
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) 
 
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas 
com o vapor de água. Do Ca em diante: 
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
 
Tendências de grupo 
metais 
• Grupo 2A: metais alcalinos terrosos 
 
Tendências de grupo 
não metais 
• Hidrogênio 
 
 - Não metal com propriedades diferentes de 
qualquer outro grupo da tabela periódica- 
forma compostos moleculares com outros não 
metais 
 
Tendências de grupo 
não metais 
• Grupo 6A: oxigênio 
• Oxigênio e enxofre- elementos mais importantes 
do grupo 
• Oxigênio é normalmente encontrado como 
molécula diatômica 
• O oxigênio tem forte tendência para ganhar 
elétrons de outros elementos, oxidando-os 
• Na combinação com metais é normalmente 
encontrado como íon óxido O2- , mas os íons 
peróxido O2 
2- , e superóxido O2 
- também podem 
ser formados 
 
 
Tendências de grupo 
não metais 
• Grupo 6A: oxigênio 
 
• O enxofre elementar é mais comumente 
encontrado como moléculas de S8 
 
• Na combinação com metais é comumente 
encontrado como íon sulfeto, S2- 
 
 
Tendências de grupo 
não metais 
• Grupo 7A: halogênios 
 
 Trata-se de substâncias com moléculas 
diatômicas e muito reativas. São 
encontradas na natureza sempre 
combinadas com outros elementos 
 
Tendências de grupo 
 não metais 
• Grupo 7A: halogênios 
 
 
Tendências de grupo 
 não metais 
• Grupo 7A: halogênios 
 
• Não metais que existem como moléculas 
diatomicas. 
 
• Têm as afinidades eletronicas mais 
negativas de todos os elementos – sua 
química é dominada pela tendencia em 
formar íons 1-, especialmente em reações 
com metais. 
 
Tendências de grupo 
não metais 
• Grupo 8 A: gases nobres 
- São não metais e existem como gases 
monoatômicos 
- São não reativos, pois têm os subníveis s e p 
totalmente preenchidos 
- Apenas os gases nobres mais pesados 
formam compostos, e apenas com os não 
metais mais ativos, como o flúor.