Tabela periódica

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Tabela Periódica 
Prof. Luiz Fernando Brum Malta 
 
Química Geral 
 
Instituto de Química/UFRJ 
1864 – John Newlands 
  Lei das Oitavas -> Ordenamento de massas 
atômicas mostrava que cada elemento apresentava 
propriedade semelhante com o oitavo elemento da 
sequência; 
 
1869 – Dimitri Mendeleev e Lothar 
Meyer 
  Agrupamento dos elementos em ordem de massa 
atômica e de acordo com as suas propriedades; 
 
Problema 
 
Ordenamento por massa atômica não é 
apropriado na previsão de propriedade 
 
 
Ar -> 39,95 u (gas nobre)‏ 
K -> 39,10 u (metal alcalino)‏ 
 
Lei Periódica 
 
 “Quando os elementos são listados em 
ordem crescente de número atômico, é 
observada uma repetição periódica em suas 
propriedades” 
 
 
Tabela Periódica 
 Configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos 
Periodicidade 
 Configuração eletrônica 
Bloco s 
Raio Atômico 
(a) Raio não-ligante (Raio de van der Waals): 
Determinado cristalograficamente para uma amostra sólida; 
 
(b) Raio ligante (Raio covalente)‏ 
 Definido como a metade da distância entre os núcleos de 
átomos quimicamente ligados; 
 
Raio ligante < Raio não-ligante 
 
 
Carga nuclear efetiva 
Z
ef
=Z-S 
 
sendo Z a carga nuclear e S a constante de blindagem 
 
100% de blindagem -> S é o número de elétrons do cerne 
 
No.elétrons do cerne ->No.elétrons totais – No.elétrons de valência 
 
 
 
Mas os elétrons do cerne não blindam em 100% 
Logo 0 < S < Z 
Regras de Slater 
 Para elétrons em orbitais ns ou np: 
 Escreva a configuração do elemento da seguinte 
forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)... 
 Os elétrons em grupos a direita não contribuem em 
nada no cálculo de S; 
 Os outros elétrons no grupo (nsnp) blindam de 0,35 
cada; 
 Todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 
cada; 
 Todos os elétrons do nível n-2 blindam de 1,00 
cada. 
Regras de Slater 
 Para elétrons em orbitais nd ou nf: 
 Escreva a configuração do elemento da seguinte 
forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)... 
 Os elétrons em grupos a direita não contribuem em 
nada no cálculo de S; 
 Os outros elétrons no grupo (nd) ou (nf) blindam de 
0,35 cada; 
 Todos os elétrons a esquerda do grupo (nd) ou (nf) 
blindam de 1,00 cada. 
Comportamento do Raio Atômico na 
Tabela Periódica 
 ao longo do período: 
 Da esquerda para a direita da tabela periódica, a 
carga nuclear aumenta, mas n, o número quântico 
principal do nível de valência, permanece o 
mesmo; 
 Assim, o efeito de blindagem é menor que o efeito 
do aumento da carga nuclear; 
Com isso Z
ef
 aumenta da esquerda para a direita e 
o raio atômico diminui neste sentido. 
 Comportamento ao longo do grupo: 
 De cima para baixo na tabela periódica, a carga 
nuclear e n, o número quântico principal do nível de 
valência, aumentam; 
 O aumento de n leva a um aumento da distância 
dos elétrons de valência ao núcleo; 
Z
ef
 aumenta de forma menos efetiva: Z S 
 Z
ef 
->H=1,0; Li=1,3; Na=2,2; K=2,2; Rb=2,2 
Desta forma o raio atômico aumenta de cima para 
baixo. 
Variação de raio com o número 
atômico 
Raio atômico X Raio iônico 
Raio iônico 
Raio iônico (em pm)‏ 
Formação de íons 
 Ganho de 
elétrons leva a 
uma 
configuração de 
gás nobre 
 Perda de elétrons 
leva a uma 
configuração de 
gás nobre 
Periodicidade das cargas dos íons 
Energia de Ionização 
 É a mínima energia necessária para remover um 
elétron de um átomo gasoso no estado fundamental 
 
 
 I
1
 é a 1a energia de ionização 
 
 I
2
 é a 2a energia de ionização 
 
 I
3
 é a 3a energia de ionização 
A partir da Tabela, pode-se concluir 
que... 
En = -R/n
2 
Comportamento da Energia de 
Ionização na Tabela Periódica 
 ao longo do período: 
 Da esquerda para a direita da tabela periódica, Z
ef
 
aumenta mas o raio diminui, o que leva a um aumento 
da energia de ionização neste sentido; 
 
 ao longo do grupo: 
 De cima para baixo em um grupo da tabela periódica o 
raio aumenta mas Z
ef
 pouco se altera, o que leva a uma 
diminuição da energia de ionização neste sentido. 
 
 
 
Variação da 1a energia de ionização 
com no atômico 
Exceções ao comportamento 
 A primeira energia de ionização do boro é menor; 
 Está sendo retirado um elétron de um subnível p 
blindado por 4 elétrons do cerne; 
 Para o berílio a blindagem é de apenas dois elétrons; 
 Em orbital p a densidade eletrônica encontra-se 
menos próxima ao núcleo do que em um orbital s. 
Afinidade Eletrônica 
 É o negativo da variação de energia que ocorre 
quando um elétron é aceito por um átomo gasoso 
no estado fundamental. 
Comportamento da Afinidade 
Eletrônica na Tabela Periódica‏ 
 ao longo do período: 
 Da esquerda para a direita da tabela periódica, Z
ef
 
aumenta mas o raio diminui, o que leva a um aumento 
da afinidade eletrônica neste sentido; 
 
 ao longo do grupo: 
 De cima para baixo em um grupo da tabela periódica,o 
raio aumenta mas Z
ef
 pouco se altera, o que leva a uma 
diminuição da afinidade eletrônica neste sentido. 
 
 
Afinidades eletrônica (em kJ/mol)‏ 
Variação da Afinidade eletrônica 
com número atômico 
Exceções ao comportamento 
 Grupo 2A: A adição de um elétron a um dos 
elementos deste grupo leva a mudança de subnível 
de preenchimento; 
 
 Grupo 5A: A adição de um elétron a um dos 
elementos deste grupo leva a perda da configuração 
p3 e aumenta a repulsão elétron-elétron (2 elétrons 
em um mesmo orbital p); 
 
 2o período: Elementos pouco polarizáveis, nuvem 
eletrônica pouco se deforma na adição do elétron.