Aula 3-Tabela Periodica

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Química Geral - Prof. Maria Alice M. Marques
Prof. M. Sc. Maria Alice Moreno Marques
UNIVERSIDADE VILA VELHA
Química Geral - Prof. Maria Alice M. Marques
A TABELA PERIÓDICA
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos 
de modo significativo.
• A tabela periódica moderna organiza os elementos em ordem 
crescente de número atômico
• Como consequência dessa organização, existem propriedades 
periódicas associadas à tabela periódica.
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A TABELA PERIÓDICA
• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas
de 1A a 8A ou de 1 a 18)
• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos.
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes
especiais, que indicam as similaridades entre os membros de um
grupo.
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1
2 13 14 15 16 17
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3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
18
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De acordo com a distribuição eletrônica e com a classificação 
baseada nas propriedades dos elementos, a tabela periódica 
atual é construída de tal modo que as colunas apresentam os 
elementos químicos com a mesma configuração eletrônica 
nos últimos subníveis. Chamam-se grupos ou famílias. 
As linhas horizontais apresentam elementos com o mesmo 
número de níveis e são chamados períodos.
A localização dos elementos na tabela pode ser determinada 
indicando-se o período e o grupo em que os elementos se 
encontram.
LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NOS GRUPOS E PERÍODOS
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OS ELEMENTOS E SUA DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA NA TABELA PERIÓDICA
S
d
p
f
1º Período
2º Período
3º Período
4º Período
5º Período
6º Período
7º Período
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1- Representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica 
termina em “s” ou “p”.
Exemplos:
Mg12: 1s
2 2s2 2p6 3s2
Si14: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p2
As33: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Uma atenção especial deve ser dada aos gases nobres que, 
embora apresentem distribuição eletrônica finalizada em “s” ou 
“p”, têm o último nível completo (8 e-), com exceção do He (2 e-).
Exemplo:
Ar18: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS DE ACORDO COM A 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
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2- Transição: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “d”.
Alguns elementos de transição não seguem rigorosamente as regras 
de distribuição eletrônica: aqueles que terminam em “d4” ou “d9” 
apresentam promoção de um elétron do subnível “s” anterior para o 
subnível “d”, resultando, respectivamente, as configurações “s1 d5” e 
“s1 d10”.
Exemplos:
Sc21: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Cr24: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
… 4s1 3d5
Cu29: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d9
… 4s1 3d10
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS DE ACORDO COM A 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
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- Transição interna: são elementos cuja distribuição 
eletrônica termina em “f”.
Exemplo:
La57: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS DE ACORDO COM A 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
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6
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
d1 - d10
f1 - f14
1A
2A
3 4 5 6 7 1 2
3A 4A 5A 6A 7A
B
8
8 A
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS DE ACORDO COM A 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
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PERÍODOS
Li
Li3: 1s
2 2s1
Li está no 2º período; possui, portanto, dois níveis de energia:
2º período
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PERÍODOS
Co4º período
Co27: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2
Co está no 4º período; possui, portanto, quatro níveis de energia:
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Nos grupos A estão os elementos representativos, em que 
o número de elétrons do último nível é o número do grupo.
Exemplos:
Mg12: 1s
2 2s2 2p6 3s2} grupo 2A

2
Si14: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p2} grupo 4A

4
GRUPOS
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Nos grupos B estão os elementos de transição, cuja soma do 
número de elétrons s e d é o número do grupo.
Exemplos:
Sc21: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1  grupo 3B

3
Cr24: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5  grupo 6B

6
GRUPOS
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• Nos grupos cuja soma é 8, 9 ou 10, os elementos têm propriedades muito 
semelhantes e são agrupados em uma tríade: grupo 8B.
Exemplo:
Co27: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 grupo 8B

9
• Nos grupos cuja soma é 11 e 12, os elementos têm o subnível d completo 
e pertencem aos grupos 1B e 2B.
Exemplo:
Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s
1 3d10  grupo 1B

11
• Nos grupos 3B do 6º e do 7º períodos estão os elementos de transição 
interna.
Exemplo:
Ce58: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2  grupo 3B
GRUPOS
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De acordo com algumas propriedades, podemos classificar os 
elementos químicos em metais, não-metais e gases nobres:
1- Os metais são bons condutores de eletricidade e calor. São 
sólidos nas condições ambientes – com exceção do mercúrio – , 
maleáveis e dúcteis.
2- Os não-metais são maus condutores de calor e de eletricidade, 
com exceção do carbono na forma de grafite, que é um bom 
condutor elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições 
ambientes.
3- Os gases nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo 
considerados, até pouco tempo, inertes.
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
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Metais
Ametais
Gases nobres
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
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RAIO ATÔMICO
• Considere uma molécula 
diatômica simples.
• A distância entre os dois núcleos 
é denominada distância de ligação.
• Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade 
da distância de ligação é 
denominada raio covalente do 
átomo.
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TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NOS RAIOS ATÔMICOS
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, 
as propriedades variam periodicamente. 
• O raio atômico varia consistentemente através da tabela 
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se 
menores.
Existem dois fatores agindo:
1. Número quântico principal, n
2. Carga nuclear efetiva, Zef
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TAMANHO DOS ÁTOMOS E ÍONS
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TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NOS RAIOS ATÔMICOS• 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
aumenta. Consquentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os
elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico
diminua.
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TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS ÍONS
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto 
iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número 
de elétrons e dos orbitais que contenhamos elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbtital mais volumoso e são menores 
do que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são 
maiores do que os átomos que lhe dão origem
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TAMANHO DOS ÁTOMOS E ÍONS
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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:
8O 
2- > 9F 
- > 11Na
+ > 12Mg 
2+ > 13Al 
3+
10 ELÉTRONS
Raio:
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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) Na
2+
(g) + e
–
Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para
se remover o elétron
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VARIAÇÕES NAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
SUCESSIVAS
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um 
elétron mais interno é removido
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TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS 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
elétrons do orbital mais volumoso.
- Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
- Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica
mais difícil remover o elétron
• São duas exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção
do quarto elétron p
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TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS PRIMEIRAS 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
 Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Consequentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
 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.
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DE ÍONS
 Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital 
com o maior número quântico principal, n:
 Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo 
valor de n disponível
   212 121 sLissLi 
     5326 343 dArFesdArFe 
   622522 221221 pssFpssF 
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AFINIDADE ELETRÔNICA
• 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:
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo 
acima), quanto endotérmica:
   gg CleCl
 
   gg AreAr
 
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AFINIDADE ELETRÔNICA
 Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade 
eletrônica é positiva ou negativa
 O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem 
uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p.
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AFINIDADE ELETRÔNICA
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A eletronegatividade é capacidade de um átomo em atrair para si, o par de
elétrons compartilhado com o outro átomo, portanto varia da mesma forma
que a afinidade eletrônica.
ELETRONEGATIVIDADE
Nas famílias e períodos, a eletronegatividade cresce com o aumento do
número atômico, com exceção dos gases nobres, pois a atração do núcleo
pela camada de valência será maior.
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Hora de estudar !!!