Tabela Periodica

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Primeiros conceitos: Por volta de 1870. 
 Dmitri Mendellev (químico russo)
 Lothar Meyer (químico alemão).
	Os elementos são ordenados de acordo com o aumento do número atômico. Quando dispostos em ordem crescente revelam periodicidade em suas propriedades físicas e químicas.
Configuração eletrônica
Importância: os elétrons de valência, eles determinam as propriedades dos elementos.
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Figura 1: Ordem de Energia de preenchimento dos orbitais atômicos.
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Core – Camada eletrônica completa. Modo de representar a configuração eletrônica dos elementos com seus elétrons de valência.
Ex: Li (Z=3) He (Z=2)
 1s2 2s1
 [He] 2s1 
 Al (Z=13) Ne (Z=10)
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 [Ne] 3s2 3p1 
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Figura 2: Tabela Periódica antiga.
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Figura 3: Tabela Periódica moderna.
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Figura 4: Outra representação da Tabela Periódica.
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Linhas Horizontais: Períodos numerados de 1 a 7. Variam de 2 a 32 elementos.
Colunas Verticais: Grupo ou Família. São atualmente numerados de 1 a 18. 
Blocos: Bloco s. Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos.
 Bloco p. Grupos do Boro, do Carbono do 
 Nitrogênio, Calcogênios, Halogênios e Gases 
 Nobres.
 Bloco d. Metais de Transição.
 Bloco f. Lantanídeos e Actinídeos
 
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RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO:
	Definido como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos. 
Figura 6: Ordem crescente de Raio Atômico
Figura 5: Raio atômico.
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Figura 7: Raio Atômico e picômetros (10-12 m).
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Tabela1: Raio Atômico no Período
Tabela2: Raio Atômico na Família
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RAIO IÔNICO DOS ELEMENTOS:
	Os raios iônicos geralmente têm o mesmo comportamento do raio atômico.
Figura 8: Ordem crescente de Raio Iônico.
Os íons positivos são menores que seus respectivos elementos neutros.
Os íons negativos são maiores que seus respectivos elementos neutros.
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Figura 9: Comparação entre Raio atômico e Raio Iônico.
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO (E.I.):
	É a energia necessária para se remover completamente o elétron mais fracamente ligado, de um átomo neutro no seu estado gasoso.
E = q1.q2/r2 Lei de Coulomb.
Onde: q1 – carga do elétron;
 q2 – carga no núcleo;
 r – distância entre o elétron ionizado
 e o núcleo. 
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Reação de ionização:
M(g) → M+(g) + e- 1ª E.I.
M+(g) → M2+(g) + e- 2ª E.I.
Figura 10: Ordem crescente de Energia de ionização.
1ª E.I. < 2ª E.I < 3ª E.I. < 4ª E.I. < 5ª E.I.
No mesmo elemento.
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Figura 11: Comparação entre Raio atômico (a) e 1ª Energia de ionização (b) ao longo do grupo e do período.
(a)
(b)
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Exceções: 
Be - Z=4 - 1s2 2s2 2p0
B - Z=5 - 1s2 2s2 2p1 
N - Z=7 - 1s2 2s2 2p3 
O - Z=8 - 1s2 2s2 2p4 
Raio do Be > Raio do B
E.I. do Be < E.I. B (Teórico)
E.I. do Be > E.I. B (Prático)
Raio do N > Raio do O
E.I. do N < E.I. O (Teórico)
E.I. do N < E.I. O (Prático)
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Tabela 3: Energia de Ionização em Eletroms-Volts
B (Z=5) - 1s2 2s2 2p1 
 - [He] 2s2 2p1
C (Z=6) - 1s2 2s2 2p2 
 - [He] 2s2 2p2
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AFINIDADE ELETRÔNICA (A.E.):
	É a energia liberada (positiva) quando se acrescenta um elétron a um átomo neutro no seu estado gasoso.
Figura 12: Ordem crescente de Afinidade Eletrônica.
Reação de ionização:
M(g) + e- → M-(g) 
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ELETRONEGATIVIDADE:
	È a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons numa ligação.
Escala mais conhecida. Linus Pauling. (1901-1994)
	Compostos formados por elementos muito diferentes em eletronegatividade são mais iônicos. Compostos formados por elementos com eletronegatividade próxima são mais covalentes.
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Figura 13: Escala crescente de eletronegatividade.
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Figura 14: Escala de eletronegatividade de Pauling.
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EFEITO DE BLINDAGEM
	Cada elétron é repelido pelos outros elétrons presentes no átomo. Este é menos fortemente ligado ao núcleo do que deveria estar se os outros elétrons estivessem ausente.
	A blindagem efetiva reduz a atração total do núcleo sobre o elétron. A carga nuclear efetiva experimentada pelo elétron é sempre menor que a carga nuclear verdadeira.
 	
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CONSTANTE DE BLINDAGEM -  
	É a diferença entre a carga nuclear total ou verdadeira (Z) e a carga nuclear efetiva (Zef).
	  - é um parâmetro empírico.
 = Z – Zef
	Para calcular a carga nuclear efetiva (Zef), temos:
Zef = Z -  
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Regras para determinar a constante de blindagem  
Considerar o elétron mais fracamente ligado.
Há uma constante de blindagem de 0,35 para cada elétron adicional no mesmo nível energético principal do elétron considerado.
Há uma constante de blindagem de 0,85 para cada elétron da camada interna vizinha, a menos que se trate de elétron “d” ou “f” que se usa o valor 1,00.
Há uma constante de blindagem de 1,00 para todos os elétrons em níveis energéticos mais baixos.
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Ex1: Be – Z = 4
1s2 2s2
Zef = 3 – (1x0,35 + 2x0,85)
Zef = 0,95
 
 Ex2: Al – Z = 13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
Zef = 13 – (2x0,35 + 8x0,85 + 2x1,00)
Zef = 3,5
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Ex3: Ga – Z = 31
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1
Zef = 31 – [2x0,35 + (8x0,85 + 10x1,00) + 10x1,00]
Zef = 3,5
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RESSONÂNCIA
	Muitas moléculas e íons poliatômicos representação mais de uma estrutura de Lewis. Para esses casos, foi introduzido por Pauling em 1928, o conceito de ressonância. 
	Quando podemos escrever duas ou mais estruturas, igualmente satisfatória, nas quais os requisitos de valência de todos os átomos na substância são preenchidos. Essas estruturas podem ser representadas por uma única estrutura chamada de hibrido de ressonância.
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Figura15. Ressonância do Benzeno
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Figura16. Ressonância do Ozônio