Aula 3 Propriedades Periodicas

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Propriedades Periódicas 
Aula 3 
Profa. Izilda A. Bagatin 
Estrutura da Matéria 
1 
Desenvolvimento da Tabela Periódica 
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos. 
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843. 
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos 
fazer previsões sobre elementos não descobertos? 
2 
3 
Desenvolvimento da Tabela Periódica 
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas 
propriedades químicas e físicas. 
 
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos 
em ordem crescente de massa atômica. 
 
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
 Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais 
 adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou 
um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de 
propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. 
As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de 
Mendeleev. 
1871 
4 
Desenvolvimento da Tabela Periódica 
Desenvolvimento da Tabela Periódica 
• Henry Moseley examinando espectros de raios X dos elementos 
no começo do século XX percebeu que poderia inferir o número 
atômico 
• Percebeu que os elementos possuem uma organização 
uniformemente repetida da tabela periódica 
• Os elementos poderiam ser organizados por um número atômico 
e não pela massa atômica 
 
5 
A Tabela Periódica 
Organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. 
Reflete as tendências nas propriedades dos elementos 
Colunas verticais: 
Grupos 
 
numerados de acordo 
com o 
no. de elétrons de 
valência (última 
camada ocupada) 
Linhas horizontais: Períodos 
numerados de acordo com o no. quântico principal (n) da última camada ocupada 
6 
Propriedade Atômicas 
Quais propriedades são importantes ? 
• Tamanho ESTRUTURA 
• Tendência a ganhar ou 
perder elétrons 
LIGAÇÕES 
QUÍMICAS 
7 
Propriedades 
Periódicas 
 
• Raio atômico 
• Energia de ionização 
• Afinidade eletrônica 
Periodicidade: padrão que se repete com o número 
atômico 
 
 
Configurações Eletrônicas similares 
 
 
Similaridades na Propriedades dos Elementos 
 
Variam como tendências ao 
longo dos grupos e dos 
períodos 
 
8 
Propriedade Atômicas 
Desenvolvimento da Tabela Periódica 
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em 
ordem crescente de número atômico. 
 
 
 
9 
Apresentação dos Elementos 
10 
Tabela Periódica – Classificação dos Elementos 
Metais Alcalinos - Grupo IA 
Metais Alcalinos Terrosos - Group IIA 
Calcogenios - Group VIA 
Halogenios - Group VIIA 
Gases Nobres - VIIIA 
11 
Carga Nuclear Efetiva 
• 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 dos elétrons internos. 
 
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas 
são repelidos pelos elétrons que os 
protegem da carga nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron 
depende da sua distância do núcleo e do 
número de elétrons mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de 
elétrons protetores (S), a carga nuclear 
efetiva (Zeff) diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S 
aumenta e Zef diminui. 
12 
Carga Nuclear Efetiva (Z*) 
Os elétrons mais externos sentem uma carga nuclear menos intensa do que 
deveriam devido ao efeito de blindagem exercidos pelos elétrons mais internos. 
Z* = Z - S (S = blindagem) 
 
17 
• Definição: distância do núcleo até a região onde se encontra o máximo da 
função densidade de probabilidade associada com os elétrons mais externos 
Raio Atômico 
18 
 = n2 a0
Z*
 = n2 a0
Z*
a0 = raio de Bohr 
 
Raio Atômico 
Como determinar o tamanho de um átomo 
se ele não tem uma forma definida ? 
Átomos empacotados na forma de sólidos ou em moléculas têm 
seus centros separados por distâncias bem definidas. 
Difratometria de Raios-X 
19 
 
• 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. 
Para uma molécula diatômica 
simples 
20 
Raio Atômico 
Tamanho dos Átomos e Íons 
Para metais: raio atômico é 
definido como metade da 
distância entre os centros de dois 
átomos adjacentes 
Para elementos que existem como 
moléculas diatômicas: raio atômico é 
definido como metade da distância entre 
os centros dos átomos na molécula 
O tamanho do íon equivale à distância entre 
os íons em um composto iônico. Depende da 
carga nuclear, do número de elétrons e dos 
orbitais dos elétrons de valência. 
21 
Tendência do Raio Atômico 
Aumenta ao longo 
do grupo: aumento 
do número de 
camadas 
Diminui ao longo do período : aumento da carga 
nuclear efetiva 
22 
 
 
 
23 
Raio Atômico – Propriedades Gerais 
O raio atômico diminui ao longo do período 
por causa do aumento de Zef. 
Os elétrons preenchem uma mesma 
camada enquanto que a carga nuclear 
aumenta, como conseqüência, a atração 
elétron-núcleo aumenta. 
O raio atômico aumenta ao longo do grupo, 
pois os elétrons ocupam camadas mais 
distantes do núcleo. Como conseqüência há 
uma menor atração elétron-núcleo. 
24 
Raio Atômico 
Raio atômico 
(pm) 
Número 
atômico 
Metais de 
transição 
Metais de 
pós-
transição 
Porquê o raio atômico varia pouco no bloco dos elementos d 
(metais de transição) ? 
25 
Raio Atômico – Metais de Transição 
No caso dos metais de transição, o raio atômico é pouco afetado pois a 
subcamada 3d é mais interna que a 4s. Sendo assim, os elétrons na 
subcamada 4s sentem uma carga nuclear efetiva mais ou menos 
constante. 
26 
Raio Atômico – Metais de Transição 
Como explicar a mesma ordem 
de grandeza entre os raios 
atômicos dos metais do 5º 
período com 6º período 
Contração Lantanídea 
Aumento da carga nuclear efetiva devido à pequena capacidade de 
blindagem dos elétrons que ocupam os orbitais f 
27 
Raio Iônico x Raio Atômico 
Quando um elemento perde elétrons para formar um cátion observa-se 
uma diminuição do raio em razão do aumento da atração elétron-núcleo. 
Cátions são sempre menores que os átomos do elemento de 
origem. 
Quando um elemento ganha elétrons para formar um ânion ocorre um 
aumento do raio em razão de um maior efeito de repulsão inter-
eletrônica. 
Ânions são sempre maiores que os átomos do elemento de origem. 
28 
29 
Raio Iônico x Raio Atômico 
30 
Raio Iônico – Espécies Isoeletrônicas 
Íon O2- F- Na+ Mg2+ 
 
 
No. Elétrons 10 10 10 10 
 
No. Prótons 8 9 11 12 
 
r(íon)/pm 126 119 116 86 
• 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 : 
 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
31 
Quais são as propriedades relacionadas com a 
perda e o ganho de elétrons ? 
Porque os haletos formam ânions com carga -1 ? 
 
Porque o Mg forma cátions com carga +2 e não +3? 
32 
Energia de Ionização 
Energia necessária para remover um elétron da camada de valência 
de um elemento na fase gasosa. 
Quanto maior o Zef maior é a 
força que mantém os elétrons 
junto ao elemento 
E.I. 
E.I. 
33 
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. À medida que o 
átomo aumenta de tamanho, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais 
volumoso. 
 - Geralmente a energia de ionizaçãoaumenta ao longo do período devido ao aumento do Zeff. 
Conseqüentemente, fica mais difícil remover um elétron. 
Energia de Ionização – Propriedades Gerais 
Porque EI B e O diminui? 
34 
Energia de Ionização – Propriedades Gerais 
 
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. 
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais estável. 
 
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p semi-
preenchido, 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. 
 
• B: 2s2 2p
1 2s2 2p0 (mais estável) 
• O: 2s2 2p4 2s2 2p3 (mais estável) 
35 
Energia de Ionização – Propriedades Gerais 
Mg (g) Mg+ (g) + e- EI(1) = 738 kJ.mol-1 
Mg+ (g) Mg2+ (g) + e- EI(2) = 1451 kJ.mol-1 
Mg2+ (g) Mg3+ (g) + e- EI(3) = 7733 kJ.mol-1 
36 
Exercício 
O menor comprimento de onda emitido pelo átomo de hidrogênio é 
igual a 91,1 nm. Com base neste dado calcule a energia de ionização 
do hidrogênio? 
∞ 
E = h x c/ 
E = (6,63 x 10-34 J.s) x (3,00 x 108 m/s) 
(91,1 x 10-9 m) 
E = 2,18 x 10-18 J 
Para 1 mol de átomos de hidrogênio: E = 2,18 x 10-18 x 6,02 x 1023 
 
E = 1,31 M.J/mol Energia de Ionização 
37 
Afinidade Eletrônica 
Um elemento que apresenta alta 
afinidade eletrônica é aquele onde o 
elétron adicional ocupa uma camada 
que apresenta uma forte influência 
da carga nuclear efetiva 
Energia liberada quando um elétron é adicionado a um 
elemento na fase gasosa. 
Elementos com elevada AE 
Grupo 6A – aceitam até 2 e- formando ânions com carga 2- 
Grupo 7A – aceitam 1 e- formando ânions com carga 1- 
38 
Afinidade Eletrônica 
F (g) + e- X-(g) H = - 328 kJ/mol 
Elementos com alta afinidade 
eletrônica: 
Processo exotérmico 
O processo de adição de 
um segundo elétron (ex: 
O2-) é exotérmico ou 
endotérmico? 
Por quê a AE do N é 
maior do que zero 
(endotérmico) ? 
39 
Caráter Metálico 
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, 
maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar 
cátions em solução aquosa). 
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. 
• O caráter metálico diminui ao longo do período. 
• Os metais têm energias de ionização baixas. 
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. 
40 
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar 
cátions característicos. 
• Todos metais do grupo 1A formam íons M+. 
• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. 
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. 
Metais 
41 
Resumo das Propriedades Atômicas 
42 
Tendências das Famílias 
Tendência a 
perder elétrons 
Tendência a ganhar 
elétrons 
43 
Linus Pauling 
A única pessoa a receber dois prêmios Nobel (Química e da Paz) 
sozinho 
Trabalhou em diversas áreas de química como ligação, 
eletronegatividade e estrutura de proteínas 
44 
Eletronegatividade () 
• 1932- Pauling: “...eletronegatividade é o poder de um átomo em uma 
molécula de atrair elétrons (par de elétrons de uma ligação covalente) 
para si...” 
Conceito proposto por 
Linus Pauling 
1901-1994 
45 
H – H H – Cl 
O resultado da eletronegatividade é que o átomo mais 
eletronegativo tem a maior parte do par de elétrons na 
ligação covalente! 
O H
+-
O F
+ -
46 
A escala varia de 1 a 4 
47 
Como Pauling mediu  ? 
• Pauling observou que havia uma estabilização 
termodinâmica adicional para moléculas heteronucleares em 
relação as homonucleares 
 
Espécie 
 
Entalpia de ligação 
(kJmol-1) 
Cl – Cl 242 
F – F 153 
Cl – F 
 
255 
48 
Se os elétrons fossem compartilhados igualmente (Lewis tinha 
essa idéia), então a energia para Cl-F seria a média, ou seja, igual 
a 198 kJmol-1 
 
Pauling propôs que a energia adicional, 57 kJmol-1 é devida ao 
caráter iônico da ligação 
 
A escala de Pauling surgiu dai, propondo que a raiz quadrada da 
diferença de energia devida ao caráter iônico seria a diferença de 
 entre os 2 elementos: 
 
 A-B= 0,102  
Atribuiu um valor arbitrário de  para um elemento e a partir de 
dados termoquímicos elaborou todos os valores, por isso  é 
relativo e sem unidade. 
Como Pauling mediu  ? 
49 
Propriedades de Átomos em Compostos: Eletronegatividade 
Conceito de Eletronegatividade de Mulliken 
eletronegatividade 
Energia de Ionização 
Afinidade Eletrônica 
Tendência de um átomo de atrair elétrons para si quando é parte de um 
composto 
50 
2
AEEI 

51 
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade 
Parâmetro que indica a facilidade com que uma nuvem eletrônica de 
um determinado elemento pode ser distorcida. 
Alto poder polarizante está associado a uma carga elevada e tamanho 
pequeno. 
52 
 
 
Considere a ligação: 
 
 
Mesma eletronegatividade – mesma tendência a atrair o par de elétrons 
 
E se B é mais eletronegativo que A? 
 
 
 
Isto descreve uma ligação polar 
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade 
53 
 
• Ligação puramente covalente. 
 
 
• Ligação com caráter iônico 
 
 
• Ligação iônica 
 
 Polarização pode ser usada para estimar a importância da covalência 
em sistemas que possuem ligações polares 
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade 
54 
• Polarização: é a distoção da nuvem eletrônica de um 
átomo por outro 
 
• Átomos que sofrem grande distorção da nuvem são 
chamados de polarizáveis 
 
• Átomos que causam a distoção tem alta força 
polarizante 
 
 
 
Molécula não polar 
Levemente polar 
Altamente polar 
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade 
55 
Polarizabilidade 
 Regras de Fajans: 
 
• Íons positivos tem o efeito de polarizar íons negativos 
 Força polarizante aumenta para cátions pequenos e carga alta 
 
• Íons negativos grandes e cargas grandes são facilmente polarizáveis 
56 
Polarizabilidade 
57 
• A força polarizante do cátion pode ser estimada pela relação (Z/r) 
 
 
• Al3+ 
 raio iônico = 0.39 Å. carga = +3 
 
 Z/r = 7.7. Isto é chamado de densidade de carga ou potencial 
iônico 
 
Polarizabilidade 
58 
Como racionalizar a formação e as propriedades 
de substâncias a partir das propriedades dos 
elementos ? 
59 
Propriedades Atômicas x Propriedades da Matéria 
1 - Razão entre o raio do cátion e ânion 
Permite prever quanto átomos vizinhos existem na estrutura 
2 - Afinidade Eletrônica 
- Formação de ânions 
• Ligações iônicas com elementos do bloco s 
• Compostos covalentes com elementos não metálicos 
3 - Energia de Ionização 
Elementos dos grupos 1 e 2 (baixa EI) 
• muito reativos (elétrons podem ser perdidos facilmente) 
- quanto mais pesado mais reativo 
• formam compostos iônicos com elementos dos grupos 16 e 17 
• tendência a formar óxidos básicos 
BAIXA → tendência a formar ligações metálicas e 
iônicas 
ALTA → tendência a formar ligações covalentes 
60 
Propriedades Atômicas x Propriedades da Matéria 
4 - Eletronegatividade 
• Permite prever o tipo de ligação que será formada entre os elementos 
• Polaridade das ligações 
• Interações intermoleculares / estado de agregação 
• estabilidade térmica 
• solubilidade 
• caráter covalente das ligações 
• relações diagonaisentre os elementos da tabela periódica 
5 - Polarizabilidade 
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