Aula tabela periodia

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Tabela Periódica 
Propriedades periódicas dos elementos 
Em 1869 Mendeleev apresentou à comunidade científica a sua 
Lei Periódica dos Elementos: as propriedades físicas e 
químicas dos elementos são função periódica da massa 
atômica. Ele ordenou os elementos em ordem crescente de 
massa atômica 
Na época eram conhecidos apenas cerca de 60 elementos químicos. 
Mendeleyev (1834 - 1907) 
O nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à 
repetição das propriedades dos elementos. 
Somente em 1913 Mosely estabeleceu o conceito de número atômico. 
Lei da Periodicidade de Moseley: 
A ordem crescente de número atômico, com raríssimas exceções, 
corresponde a ordem crescente de massa. 
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, 
são funções periódicas de seus números atômicos". 
 
      
Na tabela, os elementos estão arranjados 
horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo 
com seus números atômicos. 
      
4 
Tabela cronológica da descoberta dos elementos 
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A Tabela Periódica Moderna 
Períodos 
G
rupos 
M
etais A
lcalinos 
G
ases N
obres 
H
alogêneos 
M
etais A
lcalinos Terrosos 
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Abundância dos elementos na crosta terrestre: 
Abundância dos elementos no corpo humano: 
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Classificação dos Elementos 
 
 H He 
Li Be B C N O F Ne 
Na Mg Al Si P S Cl Ar 
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 
Cs Ba La- Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
Fr Ra Ac- Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub .... 
Bloco s Bloco d Bloco p 
 
 
 
 
 
Sólido Líquido Gás 
Estado físico dos elementos 
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A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons 
presentes no núcleo deste átomo, ou seja, número atômico 
(Z). 
Z = carga nuclear = número de prótons 
 
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 de blindagem dos elétrons internos. 
Carga nuclear efetiva (Zeff) 
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EFEITO DE PENETRAÇÃO E BLINDAGEM 
 
• Cada elétron de um átomo é protegido (blindado) do efeito 
de atração da carga nuclear pelos elétrons do mesmo nível de 
energia e, principalmente, pelos elétrons dos níveis mais 
internos. 
 
• Apenas uma parte da carga nuclear atua realmente sobre os 
elétrons: é a Carga Nuclear Efetiva (Zeff). 
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Zef = Z - S! 0 < S < Z (S = constante de blindagem) 
Zef ≈ Z – número de elétrons internos ou do cerne 
Carga nuclear efetiva (Zeff) 
Na 
Mg 
Al 
Si 
11 
12 
13 
14 
10 
10 
10 
10 
1 
2 
3 
4 
186 
160 
143 
132 
Zeff Cerne Z Raio (pm) 
12 
aumenta Zeff 
au
m
en
ta
 Z
ef
f 
Carga nuclear efetiva (Zeff) 
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Cargas nucleares efetivas, Zef 
1o P H 
 
 
 
He 
Z 1 2 
1s 1,00 1,69 
2o P Li Be B C N O F Ne 
Z 3 4 5 6 7 8 9 10 
1s 2,69 3,68 4,68 5,67 6,66 7,66 8,65 9,64 
2s 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76 
3o P Na Mg Al Si P S Cl Ar 
Z 11 12 13 14 15 16 17 18 
1s 10,63 11,61 12,59 13,57 14,56 15,54 16,52 17,51 
2s 6,57 7,39 8,21 9,02 9,82 10,63 11,43 12,23 
2p 6,80 7,83 8,96 9,94 10,96 11,98 12,99 14,01 
3s 2,51 3,31 4,12 4,90 5,64 6,37 7,07 7,76 14 
VARIAÇÃO DA CARGA NUCLEAR EFETIVA QUE ATUA 
SOBRE O ELÉTRON MAIS EXTERNO 
 
• Para elementos do mesmo grupo da tabela periódica: 
•  A carga nuclear efetiva que atua sobre o elétron mais externo dos 
elementos do mesmo grupo da tabela periódica é aproximadamente a 
mesma, como pode ser vista na Tabela. 
•  A justificativa é que Z aumenta e S também aumenta de cima para 
baixo no grupo e, como os aumentos são aproximadamente iguais, o 
valor de Zeff é aproximadamente o mesmo. 
Elemento Li Na K Rb Cs 
Zeff 1,30 2,20 2,20 2,20 2,20 
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VARIAÇÃO DA CARGA NUCLEAR EFETIVA QUE ATUA 
SOBRE O ELÉTRON MAIS EXTERNO 
 
• Para elementos do mesmo grupo da tabela periódica: 
•  A carga nuclear efetiva que atua sobre o elétron mais externo dos 
elementos do mesmo período da tabela periódica aumenta com o 
número atômico (da esquerda para a direita), como pode ser visto 
na Tabela. 
•  A justificativa é que Z aumenta mais do que S da esquerda para a 
direita no período, fazendo com que Zeff aumente da esquerda 
para a direita no período. 
Elemento Li Be B C N O F Ne 
Zeff 1,30 1,95 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85 
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Raio Atômico 
Raio metálico Raio covalente 
Propriedades atômica e tendências periódicas 
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Tendências em Raio Atômico 
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Exercício: 
 
Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raio 
atómico : P , Si , N. 
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TAMANHO ATÔMICO NOS METAIS DE TRANSIÇÃO: 
TENDÊNCIA PERIÓDICA 
 
Os raios atômicos diminuem ao longo de um período. No meio 
da série os raios permanecem praticamente inalterados. No 
fim da série observa-se um pequeno aumento. 
 
– Inicialmente o aumento de Zeff leva a uma diminuição dos 
raios atômicos. 
– No fim da série, quando a subcamada d está preenchida, a 
repulsão elétron-elétron faz com que os raios aumentem, 
cancelando o efeito de Zeff. 
21 
Comparação entre Raio Atômico e Raio Iônico 
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Cátion é sempre menor do que o átomo a partir 
do qual foi formado. 
 
O ânion é sempre maior do que o átomo a partir 
do qual foi formado. 
23 
O Raio (em pm) dos íons de elementos da mesma família 
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Exercício: 
 
Para cada um dos seguintes pares indique qual é a espécie 
maior 
 
(a) N3− ou F- 
(b) Mg2+ ou Ca2+ 
(c) Fe2+ ou Fe3+ 
 
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Exercício 
Escreva a configuração eletrônica dos íons abaixo, organize 
em grpos aqueles que forem isoeletrônicos em ordem 
crescente de raio iônico. 
 
O2-, Na+, Al3+, Mg2+, F- 
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 X (g) X+(g) + e- 
X+(g) X2+(g) + e- 
X2+(g) X3+(g) + e- 
I1 primeira energia de ionização 
I2 segunda energia de ionização 
I3 terceira energia de ionização 
I1 < I2 < I3 
Energia de ionização (I) é a energia mínima (kJ/mol) 
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso no 
seu estado fundamental . 
Propriedades atômica e tendências periódicas 
Para “arrancar” um elétron de um átomo, deve-se fornecer 
energia (processo endotérmico, ΔH > 0) para superar a atração 
da carga nuclear. 
27 28 
n=1 
n=2 
n=3 
n=4 
n=5 
Variação da Primeira energia de ionização com número atômico 
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Algumas irregularidades 
 
• Entre o Be e o B e entre o Mg e o Al. 
B e Al têm configuração eletrônica: ns2np1. O único elétron do 
subnível p, está bem protegido pelos elétrons ns, por isso é 
necessário menor energia para removê-lo. 
 
• Entre N e O e entre P e S 
A configuração eletrônica do N e P é ns2np3. Os elétrons p estão 
em 3 orbitais separados. No caso do O e S o elétron adicional tem 
que emparelhar: ns2np4, neste caso, a repulsão elétron-elétron é 
maior o que facilita a ionização. 
 
30 
Tendência Geral da Primeira Energia de Ionização 
Aumenta energia de ionização 
A
um
en
ta
 e
ne
rg
ia
 d
e 
io
ni
za
çã
o 
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a)  Qual átomo deve ter uma menor primeira energia de ionização: 
oxigênio ou enxofre ? 
b)  Qual átomo deve ter uma segunda energia de ionização maior: lítio 
ou berílio ? 
Exercício: 
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X (g) + e- X-(g) 
F (g) + e- F-(g) 
O (g) + e- O-(g) 
ΔH = -328 kJ/mol EA = -328 kJ/mol 
ΔH = -141 kJ/mol EA = -141 kJ/mol 
Afinidade eletrônica 
 
É a mudança de energia que ocorre quando um elétron é aceito 
por um átomo no estado
gasoso, para formar um ânion. 
Quanto maior for a afinidade de um átomo por elétrons mais 
negativo será o valor da afinidade eletrônica. 
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Afinidade eletrônica: tendência periódica 
 
• As tendências periódicas na afinidade eletrônica estão 
relacionadas àquelas observadas na energia de ionização. 
 
– Ao longo de um período, o aumento de Zef 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. 
 
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Tendência na Afinidade Eletrônica 
Aumenta afinidade por um elétron 
A
um
en
ta
 a
fin
id
ad
e 
po
r e
lé
tro
ns
 
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Afinidade eletrônica:tendência periódica 
 
• O Be não tem 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). 
 
• O N também não tem nenhuma afinidade por elétrons. A 
configuração eletrônica do nitrogênio é 1s22s22p3. Portanto, o elétron 
adicionado teria de ocupar o orbital 2p que está semi-preenchido e as 
repulsões elétron-elétron seriam muito significativas. 
 
• 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. 
 
• Os gases nobres não possuem nenhuma afinidade por elétrons 
porque qualquer elétron adicional deve ocupar uma camada quântica 
mais elevada.