Aula_2_Estrutura_Atomica_e_Tabela_Periodica_Quimica_Geral_Teorica_Andreia_A._Costa

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Aula 2 – Estrutura Atômica e 
Tabela Periódica 
Profª: Andréia Alves Costa 
Tabela Periódica 
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Configuração Eletrônica 
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para 
as configurações eletrônicas dos elementos químicos. 
• O número do periodo 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. 
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Configuração Eletrônica e 
Tabela Periódica 
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Configurações Eletrônicas 
Condensadas 
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 Exemplo: Sódio (Z=11) 
 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: 
 
 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
 Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. 
 Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
 
Ne = 1s2 2s2 2p6 
Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 
Na = [Ne] 3s1 
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Carga Nuclear Efetiva 
 Carga Nuclear Efetiva : carga sentida pelo elétron em 
um dado orbital em função da sua maior ou menor 
blindagem em relação ao núcleo. 
 
 
 
Onde: 
Zef = carga nuclear efetiva 
Z = carga nuclear ou número atômico 
 = constante de blindagem 
J.C.Slater (1930) 
Zef = Z -  
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Carga Nuclear Efetiva 
 Blindagem : redução da carga nuclear efetiva pelos 
outros elétrons. 
 Penetração : presença de um elétron dentro das 
camadas de outros elétrons. 
Quanto maior a penetração, mais estável será o elétron, 
menos blindado ele estará. 
Como conseqüência, o elétron é sempre retirado do 
último nível (camada de valência), pois apresenta a 
menor carga nuclear efetiva. 
Carga Nuclear Efetiva 
 Considere o magnésio. 
Mg (Z=12) 
Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 ou [Ne] 3s2 
 Os elétrons mais externos de um 
átomo tem muitas probabilidades 
de estar no cerne do átomo. 
 Deve-se considerar o efeito de 
blindagem e de penetração. 
 Assim, para os dois elétrons, a Zef 
= +3,3 . 
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Configuração Eletrônica 
 Devido à maior penetração de 
elétron no orbital s este fica menos 
blindado do que um elétron p da 
mesma camada, experimentando 
uma maior carga nuclear efetiva. 
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < < 
4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d 
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Propriedades Periódicas 
 Raio Atômico 
 Energia de Ionização 
 Afinidade Eletrônica 
 Eletronegatividade 
 Polarização 
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Raio Atômico 
 Raio Atômico: tamanho de um 
átomo em função da sua 
quantidade de elétrons. 
À medida que os elétrons ocupam os níveis mais 
energéticos, o raio atômico dos átomos deve aumentar. 
Raio Atômico 
 Quanto mais efetiva for a blindagem, menor será Zef e, 
conseqüentemente, maior será o raio atômico. 
 Quanto maior a Zef , menor será o raio atômico. 
 
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Elemento Z  Zef 
Li 3 1,70 1,30 
Be 4 2,05 1,95 
B 5 2,40 2,60 
C 6 2,75 3,25 
N 7 3,10 3,90 
O 8 3,45 4,55 
F 9 3,80 5,20 
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Raio Atômico 
Quanto maior a carga sentida pelo elétron, menor será a 
blindagem e maior será a atração pelo núcleo. 
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Raio Atômico 
 O raio atômico dos 
elementos aumenta 
de cima para baixo 
em um mesmo grupo 
da tabela periódica. 
 O raio atômico dos 
elementos diminui em 
um mesmo período 
da tabela periódica à 
medida que aumenta 
o número atômico. 
Tipos de Raio Atômico 
1. Raio metálico: metade da distância 
determinada entre os núcleos dos átomos 
vizinhos. 
2. Raio covalente: metade da distância 
internuclear entre átomos vizinhos do 
mesmo elemento. 
3. Raio iônico: distância entre os núcleos de 
cátions e ânions que estão vizinhos. 
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1 
2 
3 
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Energia de Ionização 
 Energia de Ionização (I): energia para remover um 
elétron de um átomo gasoso isolado em seu estado 
fundamental 
 
 M(g) + I1 → M
+(g) + 1e- 
 
 Os elementos que possuem pequenos raios atômicos 
apresentam grande energia de ionização. Segue a 
tendência contrária do raio atômico. 
 
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Energia de Ionização 
Espécie Configuração Eletrônica Energia de Ionização (kJ/mol) 
Li 
Li+ 
Li2+ 
1s22s1 
1s2 
1s1 
520 
7300 
11816 
Na 
Na+ 
Na2+ 
1s22s22p63s1 
1s22s22p6 
1s22s22p5 
496 
4563 
6913 
Be 
Be+ 
Be2+ 
1s22s2 
1s22s1 
1s2 
899 
1757 
14850 
Mg 
Mg+ 
Mg2+ 
1s22s22p63s2 
1s22s22p63s1 
1s22s22p6 
738 
1451 
7734 
Energia 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. 
 Ao longo de um período, Zef 
aumenta. Consequentemente, 
fica mais difícil remover um 
elétron. 
 
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Afinidade Eletrônica 
 Afinidade Eletrônica (AE): quantidade de energia 
liberada quando um átomo gasoso isolado recebe um 
elétron, formando um ânion. 
 A(g) + 1e- → A-(g) + AE 
 Mede a afinidade de um átomo pelo elétron adicionado. 
 Quando a AE é negativa, significa que o ânion é estável. 
 Quando a AE é positiva, significa que o ânion não será 
formado espontâneamente. 
Afinidade Eletrônica 
Energia de Ionização = mede a facilidade com que um átomo perde 
um elétron. (  0, ou seja, energia deve ser fornecida) 
Afinidade Eletrônica = mede a facilidade com que um átomo ganha um 
elétron. (  0 , ou seja, energia deve ser liberada) 
Cl(g) + e
-  Cl-(g) 
Ar(g) + e-  Ar -(g) 
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Eletronegatividade 
 Eletronegatividade (): medida empírica da tendência de um átomo 
em atrair elétrons numa ligação química. 
 Decresce de cima para baixo em um grupo. 
 Aumenta da esquerda para a direita em um período. 
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Polarização 
 Polarização : é a aplicação da eletronegatividade para estimar a 
direção da polaridade de ligações químicas. 
 
 
 
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Categorias de Elementos 
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