04_DistribuicaoEletronica_TabelaPeriodica

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Química Geral e Inorgânica 
QGI0001 
Enga. de Produção e Sistemas 
Profa. Dra. Carla Dalmolin 
 
Distribuição Eletrônica 
Tabela Periódica 
 
 
 
Orbitais e Números Quânticos 
No Quântico 
Principal 
 
Camada 
 
Subcamada 
No de 
Estados / 
Orbitais 
No de Elétrons 
Subcamada Camada 
1 K s 1 2 2 
2 L s 1 2 8 
p 3 6 
3 M s 1 2 18 
p 3 6 
d 5 10 
4 N s 1 2 32 
p 3 6 
d 5 10 
f 7 14 
A Energia dos Orbitais 
A Energia dos Orbitais 
 Um orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons 
 Pelo princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não 
podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, 
dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. 
 De acordo com as regras de Hund: 
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 (de mesma energia), os 
elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de 
qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de 
Hund). 
Diagrama de Pauling 
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 
Exemplos 
Lítio - Li 
Z = 3 
1s22s1 ---> 3 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Berílio - Be 
Z = 4 
1s22s2 ---> 4 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos 
Boro -B 
Z = 5 
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Carbono -C 
Z = 6 
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons 
Por quê não emparelhar o 
elétron? 
Regra de HUND 
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos 
Nitrogênio - N 
Z = 7 
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Oxigênio - O 
Z = 8 
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos 
Fluor - F 
Z = 9 
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Neônio - Ne 
Z = 10 
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos 
Sódio - Na 
Z = 11 
1s2 2s2 2p6 3s1 ou 
 “elétrons internos do Ne” + 3s1 
[Ne] 3s1 (notação de gás nobre) 
Iniciou-se uma nova camada (n = 3, camada M) 
Iniciou-se um novo período na tabela periódica 
Todos os elementos do grupo 1A tem a configuração: 
 [elétrons internos] ns1. 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Número de elétrons na 
camada de valência 
 
Propriedades 
semelhantes 
Gases Nobres 
Propriedades Periódicas 
 Propriedades que variam periodicamente de acordo com a 
Tabela Periódica 
 Raio Atômico 
 Energia de Ionização 
 Afinidade Eletrônica / Eletronegatividade 
 
 Por quê? 
 Carga Nuclear Efetiva 
Carga Nuclear Efetiva 
 É a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico 
 É diferente da carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons 
internos. 
 Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos 
elétrons mais internos que os protegem da carga nuclear. 
 
Raio Atômico 
 É uma propriedades periódica dos elementos: varia 
consistentemente através da tabela periódica. 
 Ao descermos em um grupo, o raio atômico aumenta 
 Efeito do aumento no número quântico principal (n) 
 Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-
se menores. 
 Efeito da carga nuclear efetiva, Zef. 
 Zef aumenta ao longo do período, aumentando a atração entre o 
núcleo e os elétrons na última camada 
Energia de Ionização 
 É a quantidade de energia necessária para remover um elétron de 
um átomo: 
Na  Na+ + e- 
 Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se 
remover o elétron. 
 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. 
 Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. 
 Ao longo de um período, Zef aumenta, aumentando a atração dos 
elétróns pelo núcleo. Desta maneira, torna-se mais difícil remover um 
elétron. 
 
 A remoção do primeiro elétron p 
 Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. 
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. 
 A remoção do quarto elétron p 
 Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta 
a repulsão elétron-elétron. 
 Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é 
mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma 
diminuição na energia de ionização. 
 
Tendências Periódicas em E1 
São duas exceções: 
Eletropositividade / 
Eletronegatividade 
 Elementos eletropositivos: são capazes de ceder seus elétrons de 
valência para se tornarem íons positivos (cátions) 
 Elementos eletronegativos: são capazes de receber mais elétrons em 
sua eletrosfera, formando íons negativos (ânions) 
 A eletronegatividade segue a mesma tendência da Energia de Ionização 
 Um átomo tem grande afinidade por elétrons também tem uma alta 
energia de ionização 
 A eletronegatividade aumenta ao se deslocar da esquerda para a direita 
(ao longo do período) 
 A eletronegatividade aumenta de baixo para cima nos grupos da Tabela 
Periódica 
 Átomos apresentam maior tendência em aceitar elétrons se suas 
camadas mais externas estiverem quase totalmente preenchidas e, 
portanto, com uma Zef alta. 
Resumindo... 
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 
 Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions 
característicos. 
 Todos metais do grupo 1A formam íons M+. 
 Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. 
 A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. 
Metais de Transição 
 Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]4sx3dy e, 
portanto, são elementos do bloco d. 
Orbitais 3d usados do Sc-Zn 
Metais de Transição 
 Na formação de cátions, inicialmente são removidos elétrons 
da camada ns e depois elétrons da camada(n - 1)d. 
 Ex: Fe [Ar] 4s2 3d6 
 perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe2+ : [Ar] 4s0 3d6 
 
4s
3d 3d
4s
Fe Fe2+
3d
4s
Fe3+Depois, perde o terceiro elétron: Fe3+ : [Ar] 4s0 3d5 
Lantanídeos e Actinídeos 
 Todos estes elementos são chamados de elementos do bloco f e tem a 
configuração: 
 Lantanídeos ou Terras Raras: [Xe]6sx5dy4fz 
 Actinídeos: [Rn]7sx6dy5fz 
 
Orbitais 4f usados 
para Ce – Lu, 
 e 5f para Th - Lr 
Hidrogênio 
 É representado na Tabela Periódica acima da Família 1A 
devido à sua configuração eletrônica: 1s1, mas não tem 
características de metal 
 Ocorre como um gás diatômico incolor, H2. 
 Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, 
H-, como perder seu elétron para formar H+: 
 
 
 O H+ é um próton. 
 A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq). 
 
2Na(s) + H2(g)  2NaH(s) 
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) 
Gases Nobres 
 A família dos Gases Nobres é formada por elementos com a distribuição 
eletrônica na camada de valência ns2 np6 
 O He possui a mesma configuração da camada de valência da Família 2A 
(2s2), mas tem as propriedades de gás nobre porque seus orbitais estão 
completamente preenchidos 
 São elementos não-metais e monoatômicos. São notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p 
completamente preenchidos. 
 Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e 
XeF6. 
 Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e 
o HArF. 
 
Não-metais e Semi-metais 
Os Não-Metais 
Os não-metais apresentam um comportamento mais variado 
que os metais. 
Quando os não-metais reagem com os metais, os não-
metais tendem a ganhar elétrons: 
metal + não-metal  sal 
 
2Al(s) + 3Br2(l)  2AlBr3(s) 
Troca de elétrons Al  Al
3+ + 3e 
Br + e  Br -1 
Semi-Metais ou Metalóides 
 Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais 
e os não-metais. 
 Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. 
 Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.