Aula_teoria_atomica_e_Tabela_periodica_UFOP

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QUÍMICA GERALaula 4 - 1
TEORIA ATÔMICA
Aula 4u a
Profª. 
Camila 
Amorim
Primeiros Modelos Atômicos
QUÍMICA GERALaula 4 - 2
• Modelos atômicos foram sugeridos, desde a 
Antigüidade, pelos gregos, que já afirmavam queAntigüidade, pelos gregos, que já afirmavam que 
a matéria era composta por pequenas partículas 
áque receberam a denominação de átomo (em 
grego significa indivisível). g g g
• Esse modelo é um modelo filosófico sem forma 
definida e sem núcleo, e não tem nenhuma base 
científica. 
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Primeiros Modelos Atômicos
QUÍMICA GERALaula 4 - 3
Át d D lt J h D lt 1803 ô• Átomo de Dalton: John Dalton em 1803 propôs a 
seguinte teoria:
• Toda matéria é composta de partículas• Toda matéria é composta de partículas 
fundamentais – átomos;
• Os átomos são permanentes e indivisíveis p
– não podem ser criados nem destruídos;
• Os elementos são caracterizados por seus átomos, que 
ã idê ti t d t d dsão idênticos em todos os aspectos para um dado 
elemento;
• As transformações químicas são resultados de ç q
combinações, separação ou rearranjo de átomos;
• Compostos químicos são formados de átomos de dois 
ou mais elementos em uma razão fixaProfª. 
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ou mais elementos em uma razão fixa
Primeiros Modelos Atômicos
QUÍMICA GERALaula 4 - 4
• Dalton acreditava que o átomo era 
uma esfera maciça, homogênea, 
indestrutível indivisível e de cargaindestrutível, indivisível e de carga 
elétrica neutra.
– Atualmente sabemos que os átomos são 
formados de pequenas partículas (oformados de pequenas partículas (o 
átomo é descontínuo e divisível);
– Existência dos isótopos – todos os p
átomos de um dado elemento não têm 
a mesma massa.
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Primeiros Modelos Atômicos
QUÍMICA GERALaula 4 - 5
Á• Átomo de Thomson
– Em 1887, o físico inglês Joseph 
John Thomson mostrou que asJohn Thomson, mostrou que as 
partículas em raio catódico são
carregadas negativamente = elétrons
– Como a tendência da matéria é ficar neutra, o número de 
cargas positivas teria que ser igual ao número de cargas 
negativasnegativas. 
– O modelo atômico de Thomson consiste em uma esfera 
carregada positivamente e que elétrons de carga negativa g p q g g
ficam incrustados (pudim de ameixas);
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Primeiros Modelos Atômicos
QUÍMICA GERALaula 4 - 6
• Mais tarde, Thomson postulou que os elétrons 
estavam situados em anéis e esses se 
movimentam em órbitas ao redor da esfera 
positiva.p
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Átomo de Rutherford
QUÍMICA GERALaula 4 - 7
• Um fluxo de partículas alfa (α) 
emitido pelo Polônio (Po) em lâminas e do pe o o ô o ( o) e â as
de ouro.
El b tí l lf• Ele observou que as partículas alfa 
atravessavam a lâmina em linha reta,
mas algumas se desviavam e se 
espalhavam.espalhavam. 
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Átomo de Rutherford
QUÍMICA GERALaula 4 - 8
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O ÁTOMO MODERNO
QUÍMICA GERALaula 4 - 9
• Elementos Æ átomos 
Æ p1+ n10 e0-
AX
ú
ZX
• A Æ número de massa
• Z Æ número atômico
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O ÁTOMO NUCLEAR
QUÍMICA GERALaula 4 - 10
• isótopos
– Mesmo número atômico – Z
– Diferentes números de massa - A
elemento Z A nº neutrons símbolo
nitrogênio 7 14 7 147N
cloro 17 35 18 3517Cl
cloro 17 37 20 3717Cl
carbono 6 13 7 136C
boro 5 11 6 115BProfª. 
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5
Energia Eletromagnética (Radiante)
QUÍMICA GERALaula 4 - 11
– radiações eletromagnéticas
• ondas: 
– freqüência (υ, em Hz s-1), números de cristas por 
segundo
comprimento de onda (λ em nm); distância entre cristas– comprimento de onda (λ, em nm); distância entre cristas 
sucessivas
υ.λ = ν = velocidade da onda = constante (c)
c = 2,998 X 108 m.s-1
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Energia Eletromagnética (Radiante)
QUÍMICA GERALaula 4 - 12
Comprimento de onda
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Energia Eletromagnética (Radiante)
QUÍMICA GERALaula 4 - 13
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a) Comprimento de onda curto, alta frequência b) Comprimento de onda longo, baixa frequência
Espectro Eletromagnético
QUÍMICA GERALaula 4 - 14
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700 600 500 400
Comprimento de onda (nm)
O ÁTOMO DE BOHR
QUÍMICA GERALaula 4 - 15
• 1913 – Bohr estabeleceu o modelo atômico 
sistema planetário, utilizado até os dias atuais; 
i d lé á é• Energia de um elétron em um átomo é 
quantizada: a radiação emitida pelos elétrons de 
um átomo é limitada para um certo comprimentoum átomo é limitada para um certo comprimento 
de onda;
• Estado excitado - Se um átomo absorve energia• Estado excitado Se um átomo absorve energia 
de uma descarga elétrica, alguns de seus elétrons 
ganham energia e são elevados a um nível de 
energia maior; 
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O ÁTOMO DE BOHR
QUÍMICA GERALaula 4 - 16
• teoria quântica• teoria quântica
• partículas: teoria quântica – quanta ou fótons –
absorção/emissão de energiaabsorção/emissão de energia
E = hυ; h = constante de Planck = 6,63x10-34Js
Efó = hc/λEfóton = hc/λ
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O ÁTOMO DE BOHR
QUÍMICA GERALaula 4 - 17
• Quando um átomo sofre uma transição de 
um estado de energia mais alta para o 
estado de energia mais baixa, ele perde 
energia que é emitida como um fóton.
• Seja: (E2)elétron nível mais alto; (E1)elétron
nível mais baixo . 
hc/λ = E = (E ) (E )hc/λ = Efóton = (E2)elétron - (E1)elétron
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O Átomo de Bohr
QUÍMICA GERALaula 4 - 18
• Quanto maior for a• Quanto maior for a 
energia perdida, 
maior será amaior será a 
frequência e menor o 
comprimento de ondacomprimento de onda 
da radiação emitida.
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Espectros Atômicos e Linhas de energia
QUÍMICA GERALaula 4 - 19
Espectro visível 
Espectro completo do átomo de hidrogênio p p g
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Espectros Atômicos e Linhas de Energia
QUÍMICA GERALaula 4 - 20
• Linha espectral do hidrogênio
– Série de Lyman = ultravioletay
– Série de Balmer = visível
Série de Paschen = infravermelho– Série de Paschen = infravermelho
Equação de Rydberg
⎞⎛ 111
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛ −= 2
2
2
1
111
nn
Rλ
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Amorim R = cte Rydberg = 1,0974 x 10-2 nm-1
Átomo de Hidrogênio
QUÍMICA GERALaula 4 - 21
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Exercícios
QUÍMICA GERALaula 4 - 22
• Calcular o comprimento de onda da 
radiação emitida por um átomo de 
hidrogênio na transição de um elétron 
entre os níveis n2 = 3 e n1 = 2. Identificar 
na Figura a linha espectral produzida por 
essa transição.
• Repita o cálculo para o estado n=4 e n=2 
e identifique a linha espectral na Figura. q p g
R=486 nm; linha azul
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Exercícios
QUÍMICA GERALaula 4 - 23
• Calcule a energia de um fóton de luz 
emitido quando o elétron passa do nível 4 
ao 2.
• Calcule a frequência da radiação q ç
correspondente a esta transição
• Calcule o comprimento de onda destaCalcule o comprimento de onda desta 
radiação
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QUÍMICA GERALaula 4 - 24
ELÉTRONS CONFIGURAÇÃO ELÉTRONS – CONFIGURAÇÃO 
ELETRÔNICA
Aulas 5 e 6u as 5 e 6
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Níveis eletrônicos de energia
QUÍMICA GERALaula 4 - 25
O bit i• Orbitais
– Estados individuais que podem ser ocupados por um 
elétron em um átomo. Nível de energia;g ;
– Região do espaço de maior manifestação eletrônica;
– Eletróns emparelhados = preenchimento máximo do 
orbital 2 elétronsorbital = 2 elétrons.
• Spin eletrônico
– Stern e Gerlach (1921) – momentoStern e Gerlach (1921) momento
magnético. Experiência com sódio (11e-).
– Antiparalelos – spin em direção opostas
– Paralelos– somente em orbitais diferentes – Regra 
de Hund – elétrons em uma mesma subcamada 
tendem a permanecer desemparelhados
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tendem a permanecer desemparelhados
Níveis eletrônicos de energia
QUÍMICA GERALaula 4 - 26
b d• Subcamadas
– Conjunto de agrupamento de orbitais.
– Estado fundamental – 4 tipos – s, p, d e f = 1, 3, 
5 e 7 orbitais, respectivamente;
C d• Camadas
– Agrupamento de subcamadas;
Elét d tã– Elétrons em uma mesma camada estão a uma 
mesma distância do núcleo;
Não há duas camadas de um mesmo átomo com– Não há duas camadas de um mesmo átomo com 
o mesmo número de subcamadas. (K (n=1) – 1s; 
L (n=2) – 2s, 2p; M (n=3) – 3s, 3p, 3d.
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L (n 2) 2s, 2p; M (n 3) 3s, 3p, 3d.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 27
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 28
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 29
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 30
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 31
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 32
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 33
• níveis energéticos dos orbitais atômicos
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 34
• distribuição eletrônica
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 35
• distribuição eletrônica
1 s 2
2 s p 8
3 s p d 18p
4 s p d f 32
5 s p d f 325 s p d f 32
6 s p d 18
7 s 27 s 2
ex.: Z = 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
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Z = 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Convenção do Gás Nobre
QUÍMICA GERALaula 4 - 36
• Com exceção do He, todos os gases nobres 
apresentam configuração eletrônica 
ns2np6;
• Si = 1s22s2p63s23p2p p
• Ne = 1s22s22p6
• Si = [Ne]3s23p2• Si = [Ne]3s23p2
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Elétrons
QUÍMICA GERALaula 4 - 37
• Equação de De Broglie (1924):
– E = hυ; (Planck – energia de uma onda de ; ( g
frequência υ)
– E = mc2; (Einstein – energia de uma partículaE mc ; (Einstein energia de uma partícula 
de massa m)
De Broglie relação entre a massa de um– De Broglie – relação entre a massa de um 
fóton de energia eletromagnética e sua 
frequência ou comprimento de onda:frequência ou comprimento de onda:
• hυ = mc2 → hc/λ = mc2→ λ = h/mc;
Q l í l iProfª. 
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– Qualquer partícula em movimento apresenta 
caráter odulatório;
Experiência da difração dos elétrons
QUÍMICA GERALaula 4 - 38
• Ocorrência da difração = caráter 
ondulatório;
• Os elétrons sofrem difração na grade de 
difração, significando que eles possuem ç , g q p
caráter ondulatório;
• Só ocorre difração se o λ da partícula forSó ocorre difração se o λ da partícula for 
da mesma ordem de grandeza do 
espaçamento d das linhas da grade;espaçamento d das linhas da grade;
• De acordo com a equação de De Broglie 
todas as partículas deveriam terProfª. 
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todas as partículas deveriam ter 
propriedades semelhantes às das ondas.
Exemplo
QUÍMICA GERALaula 4 - 39
• Calcule o comprimento de onda associado 
a:
– Uma bola de futebol de massa 1,2 kg , 
deslocando-se a uma velocidade de 50 km/h;/ ;
– Uma bala de metralhadora, de massa 10 g 
deslocando-se a 300 m/s;deslocando se a 300 m/s;
– Um elétron com velocidade de 6 x 106 m/s
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Princípio da incerteza de Heisenberg
QUÍMICA GERALaula 4 - 40
É• 1926: “É impossível determinar a posição e o 
movimento exato de uma partícula (átomos, 
lét t ) t d t ”elétrons, etc) com certo grau de certeza”.
• Para Heisenberg um modelo tão perfeito 
d B h ã i d f lquanto o de Bohr não existe – deve-se falar 
em termos de regiões de maior probabilidade 
de encontrar um elétron dentro de um átomo;de encontrar um elétron dentro de um átomo;
• Böhr e Schrödinger Æ descrição orbitais: cada 
bit l t i t í ti dorbital tem energia característica e descreve 
uma região ao redor do núcleo onde há 
probabilidade de se encontrar os elétronsProfª. 
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probabilidade de se encontrar os elétrons
ELÉTRONS
QUÍMICA GERALaula 4 - 41
• Equação de Schrödinger
– Trata-se de uma equação diferencial de 2. q ç
ordem e apresenta várias soluções, onde 
cada uma é uma função de onda, simbolizada ç ,
pela letra Ψ (psi);
– Ψ Não tem significado físico mas o seuΨ Não tem significado físico mas o seu 
quadrado é proporcional a probabilidade de 
encontrar o elétron dentro do átomo.encontrar o elétron dentro do átomo.
– Ψ2 Função densidade de probabilidade
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QUÍMICA GERALaula 4 - 42
Nuvem eletrônica tridimensional 
correspondente a um elétron em 
um orbital 1 s do hidrogênioum orbital 1 s do hidrogênio.
A densidade da sombra 
representa a probabilidade de 
encontrar o elétron emencontrar o elétron em 
determinado ponto.
O gráfico mostra a probabilidade 
varia em função da distância aovaria em função da distância ao 
núcleo.
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 43
• números quânticos:
9n - principal - nível energético principal, 1 a 7
Designa a camada em que o elétron se encontra;
9 l - azimutal - sub-níveis (subcamada), formas dos 
orbitais; varia de 0 a n-1;
l=0 – s; l=1 – p; l=2 – d; l=3 – f;
9m - magnético - orientação espacial 
varia de –l a +l
9 s - spin - rotação;
+1/2 (anti-horário)
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-1/2 (horário)
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
QUÍMICA GERALaula 4 - 44
• números quânticos - exemplo:
n l m orbital nº e-n l m orbital nº e
4 0 0 s 2
0 61 -1, 0, +1 p 6
2 -2, -1, 0, +1 ,+2 d 10
3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 f 14
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Números quânticos
QUÍMICA GERALaula 4 - 45
Nome Símbolo Característica Informação
Valores 
possíveis
Principal n Camada Distância média d ú l 1,2,3,4,...Principal n Camada do núcleo 1,2,3,4,...
Azimutal l Subcamada Forma do orbital 0 1 2 (n-1)Azimutal l Subcamada Forma do orbital 0,1,2,...(n-1)
M éti O bit l Orientação do -l, (-l+1), ...,Magnético ml Orbital
Orientação do 
orbital
l, ( l 1), ..., 
0, ... (l-1), l
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Spin Spin Spin +1/2 e -1/2
Números quânticos e os nós
QUÍMICA GERALaula 4 - 46
• n = número total de nós na nuvem 
eletrônica;
• l = número de nós angulares (superfícies 
que passam pelo núcleo);q p p );
• n-1 = núm. nós esféricos;
• Ex• Ex
– s = (l=0) – somente nós esféricos (n=inf.);
– p = (l=1) – 1 só nó angular;
– d = (l=2) – 2 nós angulares;
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( ) g ;
– f = (l=3) – 3 nós angulares;
QUÍMICA GERALaula 4 - 47
Maneira mais simples 
de representar um 
orbital atômico é como 
uma superfície limite. 
3 o bitais s de ene gia3 orbitais s de energia 
mais baixa.
O sombreado dasO sombreado das 
superfícies limites é 
uma indicação 
aproximada da 
densidade de elétrons 
em cada pontoProfª. 
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em cada ponto.
Orbitais p
QUÍMICA GERALaula 4 - 48
Todos os orbitais p tem superfícies limites com formas semelhantes 
incluindo um plano nodal. 
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Orbital d
QUÍMICA GERALaula 4 - 49
Existem 5 orbitais d 
de uma dada 
energia. Quatro 
deles tem quatro 
lobos e o último é 
ligeiramente 
diferente. 
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Orbitais f
QUÍMICA GERALaula 4 - 50
Os sete orbitais f de uma camada (n=3) tem 
aparência bastante complexa. 
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QUÍMICA GERALaula 4 - 51
PERIODICIDADE QUÍMICA
Aula 7u a
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Lei periódica
QUÍMICA GERALaula 4 - 52
C h i t d tô id• Conhecimento das massas atômicas dos 
elementos = semelhanças e tendências nas 
propriedades dos elementos químicos;
• Quando os elementos são listados, 
sequencialmente, em ordem crescente do número 
atômico, é observada uma repetição periódica ematômico, é observada uma repetição periódica em 
suas propriedades;
• Periodicidade:
H l ê i á b t l l li i– Halogênio – gás-nobre – metal alcalino; sequencia se 
repete periodicamente de acordo com o aumento de 
Z.
• Halogênio = altamente reativos não-metais;
• Gás-nobre = quimicamente pouco ativos;
• Metal alcalino = altamente reativo com uma grande 
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g
variedade de substâncias;
Tabela periódica moderna
QUÍMICA GERALaula 4 - 53
ã• Grupos = colunas verticais onde são 
distribuídas as famílias de elementos com 
propriedades químicas semelhantes;propriedades químicas semelhantes;
– Principal = Grupo A = IA até VIIA mais o 0 
ou VIIIA (gases nobres); elementosou VIIIA (gases nobres); elementos 
representativos;
Subgrupos Grupo B; região central da– Subgrupos = Grupo B; região central da 
tabela; elementos de transição;
1990 IUPAC grupos passaram a ser– 1990 – IUPAC = grupos passaram a ser 
numerados com algarismos arábicos de 1 a 
18 (esq p/ dir );Profª. 
Camila 
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18 (esq. p/ dir.);
Tabela periódica moderna
QUÍMICA GERALaula 4 - 54
• Períodos = Filas horizontais da tabela;
– Enumerados de 1 a 7;;
– Elementos de transição interna = lantanóides
e actinóides;e actinóides;
– Cada novo período tem início com um metal 
alcalino e termina com um gás nobre;alcalino e termina com um gás nobre;
• Metais alcalinos terrosos = IIA
• Calcogênios = VIA
• Halogênios = VIIA
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g
Tabela periódica moderna
QUÍMICA GERALaula 4 - 55
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Periodicidade na configurações 
eletrônicas
QUÍMICA GERALaula 4 - 56
eletrônicas
P í d i í i 1 H IA• Período = início com ns1; H e grupo IA;
• ns2 = He e alcalinos terrosos – IIA;
• Cada período é iniciado pela adição de 1 elétron a• Cada período é iniciado pela adição de 1 elétron a 
uma nova camada (camada de valência - + 
externa – responsáveis pelas ligações químicas);
1º período 2 elementos K• 1º.período = 2 elementos = K
• 2º e 3º períodos = s e p = 8 elétrons, 8 
elementos;;
• 4º período = ns1 até ns2np6 + terceira camada 
3d;
• 5º 6º 7º períodos = (n 1)d Grupos B• 5º, 6º, 7º períodos = (n-1)d – Grupos B 
(transição = 10 elementos pois d= 10 e-);
• Lantanóides e Actnóides = (n-2)f 14e- = 14 
lProfª. 
Camila 
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elementos;
QUÍMICA GERALaula 4 - 57
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Camila 
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Propriedades atômicas
RAIO ATÔMICO
QUÍMICA GERALaula 4 - 58
RAIO ATÔMICO
• Raio atômico = distância de ligação 
depende da natureza da ligação e das 
propriedades dos átomos
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Propriedades atômicas
RAIO ATÔMICO
QUÍMICA GERALaula 4 - 59
RAIO ATÔMICO
• Variação periódica dos elementos em 
função do número atômico
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QUÍMICA GERALaula 4 - 60
C d í d i i i át d i• Cada período inicia-se com um átomo de raio 
grande e geralmente decrescem através do 
período;
• Adição dos e- nas camadas de valência ao longo 
dos 2º e 3º período. = adição de prótons ao 
núcleo = aumento da carga nuclear = aumentonúcleo aumento da carga nuclear aumento 
da atração ao núcleo – diminuindo o raio 
atômico;
• Períodos 4 5 e 6 – decréscimo moderado =• Períodos 4, 5 e 6 – decréscimo moderado = 
elementos de transição – aumento no nº. de e- na 
segunda camada externa (n-1) = aumento da 
distância entre camada de valência e o núcleo =distância entre camada de valência e o núcleo = 
blindagem;
• Lantanóides = efeito de blindagem ainda maior 
l lé i ( 2)fProfª. 
Camila 
Amorim
pelos elétrons internos (n-2)f.
Propriedades atômicas
RAIO ATÔMICO
QUÍMICA GERALaula 4 - 61
RAIO ATÔMICO
Raios atômicos aumentam em um mesmo grupo da tabela 
periódica.
Profª. 
Camila 
Amorim
Energia de ionização
QUÍMICA GERALaula 4 - 62
Elét t d f d t l b ã• Elétrons no estado fundamental – absorção 
de energia – transferência entre os níveis 
energéticos;g ;
• Se a energia fornecida for suficientemente, o 
e- pode ser completamente removido (n= ), 
originando um íon positivo;
∞
originando um íon positivo;
• Ionização = formação de um íon positivo pela 
remoção de um elétron ( geralmente o deremoção de um elétron ( geralmente o de 
mais alta energia);
• Energia de ionização = mínima energia 
á i d átnecessária para remover um e- de um átomo 
isolado (gasoso), em seu estado 
fundamental;(kJ/mol);
Profª. 
Camila 
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;( / );
Variação da energia de ionização com Z
QUÍMICA GERALaula 4 - 63
•O aumento da carga nuclear através do período leva a uma maior g p
atração dos e- da camada de valência para o núcleo = mais energia 
é necessária para remover o e- do átomo.
•A primeira energia de ionização tende a aumentar através de um 
período
Profª. 
Camila 
Amorim
Energia de ionização
QUÍMICA GERALaula 4 - 64
U 2 tá i fi t• Um e- 2s está mais firmemente preso ao 
núcleo do que um e- 2p; necessitando de uma 
maior energia para remover esse e-g p
• Ex: B (1s22s22p1) e Be (1s22s2);
• Energia de ionização do B é menor que a do 
B l iBe, mesmo com carga nuclear maior;
• Aumento da energia de ionização menos 
intenso para os elementos de transição =intenso para os elementos de transição = 
efeito da blindagem da camada interna de e-
• Elementos de transição = e- mais facilmente 
í ê
ç
removíveis são os da camada de valência –
maior valor de n;
Profª. 
Camila 
Amorim
Ti {[Ar]3d24s2} → Ti+ {[Ar]3d24s1} + e-
Energia de ionização
QUÍMICA GERALaula 4 - 65
A i d i i ã é d t d t b lA energia de ionização é decrescente em um grupo da tabela 
periódica devido ao aumento do raio atômica causado pelo 
aumento do n. de camadas internas – blindagem – aumento 
da carga nuclearda carga nuclear.
Profª. 
Camila 
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Afinidade eletrônica
QUÍMICA GERALaula 4 - 66
• Quantidade de energia ∆H, envolvida no 
processo em que um átomo isolado 
gasoso, no seu estado fundamental, 
recebe um e-, formando um íon negativo.
• Essa energia é liberada e assim a 
quantidade de ∆H para o processo é q p p
negativa;
• Quanto mais negativo for o valor daQuanto mais negativo for o valor da 
afinidade eletrônica, maior é a tendência 
do átomo em receber o e-.Profª. 
Camila 
Amorim
do átomo em receber o e .
Periodicidade nas propriedades físicas e 
químicas
QUÍMICA GERALaula 4 - 67
químicas
id d d f ã• Densidade e ponto de fusão
– Periodicidade com a configuração eletrônica; 
g e nob e mínimo ponto de f ãogases nobres – mínimos pontos de fusão;
• Metais
B d t d l l t i id d– Bons condutores de calor e eletricidade, 
maleáveis, brilho metálico;
Posicionados à esquerda na tabela;– Posicionados à esquerda na tabela;
– Baixas energias de ionização e baixas afinidades 
eletrônicas = tendem a formar cátions;eletrônicas = tendem a formar cátions;
– Características principais = posição do elemento 
na tabela, n. de e- na camada de valência e
Profª. 
Camila 
Amorim
na tabela, n. de e na camada de valência e 
carga do íon resultante.