Periodicidade Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GERAL TEÓRICA
Profª Louise Mendes
Construção da Tabela Periódica
A Tabela periódica foi construída 
empiricamente, através de dados 
experimentais, muito antes de que 
fossem conhecidas as estruturas dos fossem conhecidas as estruturas dos 
átomos.
Foi desenvolvida exclusivamente a 
partir das propriedades físicas e 
químicas dos elementos.
2
Construção da Tabela Periódica
Lei Periódica 
Dimitri Mendeleev Meyer
Em 1869, Meyer e Mendeleev descobriram, independentemente, que 
os elementos se separavam em famílias com propriedades semelhantes 
quando eles eram arranjados na ordem crescente das massas atômicas.
3
Construção da Tabela Periódica
Espaços para 
elementos que 
completaria as completaria as 
tendências 
observadas.
4
Construção da Tabela Periódica
Mendeleev estava correto na maioria dos 
casos.
Porém, alguns elementos pareciam fora do 
lugar.
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.
5
Primeira versão da Tabela Periódica
6
Construção da Tabela Periódica
Henry G. J. Moseley 
Em 1913:Em 1913:
Percebeu que deveria 
inferir o número 
atômico e não a 
massa atômica 
7
Tabela Periódica
A Tabela Periódica é dividida 
em blocos 
s, p, d e fs, p, d e f
(últimas subcamadas ocupadas)
Exceções:
Hélio está no bloco s, mas é 
mostrado no bloco p. É um gás 
nobre e não é semelhante aos 
metais reativos do grupo 2.
Hidrogênio: Ocupa posição única 
na T.P. Possui 1 elétron s. Como 
tem um caráter especial, ele não 
pertence a nenhum grupo.
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Tabela Periódica
Período 1
2
Grupo
2
3
4
5
6
7
Lantanídeos
Actinídeos
9
Tabela Periódica
10
Tabela Periódica
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Blocos s e p
� Formam os grupos principais da Tabela Periódica
� As configurações eletrônicas semelhantes do mesmo grupo é a causa das
propriedades semelhantes desses elementos.
� O número do grupo� número de elétrons na camada de valência
Bloco s:Bloco s:
Grupo 1: 1 elétron
Grupo 2: 2 elétrons
Essa relação se mantém em todos os grupos principais 
(1A a 7A ou IA a VIIA)
Números arábicos 1 – 18: subtrai no bloco p 10 unidades do grupo para 
encontrarmos o número de valência.
Grupo 17 
VII
7 elétrons
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Período na Tabela Periódica
� Cada período corresponde à ocupação da camada com o número quântico
principal mais alto que o anterior.
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Periodicidade das propriedades 
dos átomos
Tabela Periódica �Muitas Propriedades �Ligações químicas
Configurações EletrônicasConfigurações Eletrônicas
Intensidade da força de 
atração entre o núcleo e 
os elétrons mais externos
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Carga Nuclear Efetiva (Zef e Z
*)
� A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por
um elétron em um átomo polieletrônico.
� Assim como é atraído pelo núcleo, cada
elétron é repelido pelos demais elétrons.elétron é repelido pelos demais elétrons.
� Como resultado: está menos fortemente
ligado ao núcleo.
� Diz que cada elétron está BLINDADO pelos
demais para a atração total do núcleo.
� A blindagem reduz efetivamente a atração
entre o núcleo e os elétrons.
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Carga Nuclear Efetiva (Zef e Z
*)
� Elétrons internos� localizados entre o núcleo e
os elétrons mais externos � são eficientes em
blindar os elétrons externos.
� Os elétrons de mesmo nível dificilmente
blindam uns aos outros.
� O elétron p penetra menos que um elétron s
através das camadas internas do átomo. Ou seja,
ele está mais efetivamente blindado relação ao
núcleo e por isso experimenta uma carga nuclear
efetiva menor que um elétron s.
� Um elétron s está mais firmemente ligado ao
núcleo que um elétron p.
� Um elétron d está menos firmemente ligado ao
núcleo que um elétron p.
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Carga Nuclear Efetiva (Zef e Z
*)
17
Carga Nuclear Efetiva (Zef e Z
*)
� A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito
dos elétrons internos.
� Apenas uma parte da carga nuclear atua realmente sobre os elétrons�
Carga Nuclear Efetiva (Zef).
� A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por:
Zef = Z - S
Zef = carga nuclear efetiva
Z = número de prótons no núcleo
S = número de elétrons que estão entre o núcleo e o elétron considerado
MUITAS PROPRIEDADES DOS ÁTOMOS SÃO DETERMINADAS 
PELA CARGA NUCLEAR EFETIVA SOFRIDA POR SEUS ELÉTRONS 
MAIS EXTERNOS.
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Tamanho do Átomo
Nuvem 
Núcleo
� As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas; logo, não é
possível medir o raio exato de um átomo.
� Quando os átomos se organizam como sólidos e moléculas, seus
centros encontram-se em distâncias definidas uns dos outros.
Nuvem 
eletrônica
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Tamanho do Átomo
Raio Atômico (R.A.) de um elemento é definido como sendo a metade da 
distância entre os núcleos de átomos vizinhos.
Metal: o R.A. é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em amostra
sólida.
Não-Metal: o R.A. é a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química.
Esse raio é também chamado de RAIO COVALENTE do elemento.
Gás Nobre: RAIO DE VAN DERWAALS.
Molécula diatômica Cl2 (Cl-Cl 200 pm) raio atômico = 100 pm ou 1 Å
Diamante C (C-C 154 pm) raio atômico = 77 pm
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Raio Atômico
Período: Os raios decrescem da esquerda para a direita.
Grupo (Família): Os raios crescem de cima para baixo. 
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Raio Atômico Aumento em cada grupo:
A cada novo período, os elétrons mais 
externos ocupam uma camada mais 
distante do núcleo.
Decréscimo em cada período:
Ao percorrer da esquerda para a direita, 
novos elétrons são adicionados, porém 
na mesma camada. na mesma camada. 
Eles estão com a mesma distância do 
núcleo em relação aos elétrons da 
mesma camada. 
A blindagem da Zef sobre um elétron pelos 
demais não é muito eficiente e a Zef 
cresce ao longo do período. 
A Zef crescente atrai o elétron para o 
núcleo e, como resultado, o átomo é 
mais compacto. 
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Raio Atômico
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Raio Iônico
Raio Iônico (R.I.) de um elemento é a sua parte da distância entre íons 
vizinhos em um sólido iônico.
A distância entre os centros de um cátion e um ânion 
vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.
A distância entre os centros dos íons Mg2+ e O2- no MgO é 212pm 
O raio do íon Mg2+
= 212 pm – 140 pm = 72 pm
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Raio Iônico
Cátions: Todos os cátions são menores que os átomos originais. 
Ânions: Os ânions são maiores que os átomos originais. 
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Raio Iônico
� CÁTIONS
� Perdem um ou mais elétrons para
formar o cátion.
� Zef é maior
� No Grupo: raios dos cátions crescem, Li,152 
+
Li+, 
-1e-
� No Grupo: raios dos cátions crescem,
porque os elétrons ocupam camadas
com números quânticos principais
sucessivamente maiores.
� ÂNIONS
� Aumento do número de elétrons na
camada de valência .
� Efeito de repulsão que os elétrons
exercem uns sobre os outros.
F, 71 pm
(9p, 9e-) 
F-, 133 pm
(9p, 10e-) 
-
+1e-
Li,152 
pm
(3p, 3e-) 
Li , 
78pm
(3p, 2e-) 
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Raio Iônico
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Raio Iônico
� Os átomos e íons que têm o mesmo número de elétrons são chamados
de isoeletrônicos.
Exemplo: Na+, F- e Mg2+
Esse íons tem mesma configuração eletrônica: [He] 2s2 2p6Esse íons tem mesma configuração eletrônica: [He] 2s2 2p6
Porém, seus raios são diferentes, porque eles têm diferentes cargas
nucleares.
Mg2+
tem maior carga nuclear � atração do núcleo sobre os elétrons é
maior
F- tem menor carga nuclear (dentre os 3)� tem maior raio.
Ordem de raio iônico: Mg2+ < Na+< F-
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Íons Isoeletrônicos
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Exercício Exemplo
� Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem
crescente do raio atômico:
a) Mg2+ e Ca2+ b) O2- e F-a) Mg2+ e Ca2+ b) O2- e F-
c) Mg2+ e Al3+ d) O2- e S2-
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Energia de Ionização
Energia de Ionização (E.I.)
é a energia necessária para remover um elétron de um 
átomo na fase gás.átomo na fase gás.
X X (g) (g) + Energia + Energia →→ XX++(g) (g) + e+ e--
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Energia de Ionização
� 1ª E.I. (I1): é a energia necessária para remover 1 elétron de
um átomo neutro na fase gás.
Cu(g)� Cu+(g) + e–(g) I1 = 785 kJ mol-1Cu(g)� Cu+(g) + e–(g) I1 = 785 kJ mol-1
� 2ª E.I. (I2): é a energia necessária para remover 1 elétron de
um cátion na fase gás.
Cu+ (g)� Cu2+(g) + e–(g) I2 = 1955 kJ mol-1
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Energia de Ionização
� A 2ª E.I. é sempre MAIOR que a 1ª E.I.
� Mais energia é necessária para remover um elétron
de um íon com carga positiva que um átomo neutro.
� Grupo 1:
2ª E.I. é consideravelmente maior que a 1ª E.I.
ns1 na camada de valência
� Grupo 2:
As 2 E.I. têm valores semelhantes
ns2 na camada de valência
A retirada do 2º elétron requer mais energia, pois está mais 
fortemente atraído pelo núcleo. 
Principalmente se for retirado de uma camada mais fechada.
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Energia de Ionização
� Nomesmo Grupo:
A 1ª E.I. geralmente diminui.
É necessário menos energia 
para remover um elétron de 
um átomo de Cs que de um um átomo de Cs que de um 
átomo de Na, por exemplo.
� Nomesmo Período:
Com poucas exceções, a 1ª E.I. 
cresce da esquerda para 
direita, e cai para valores 
mais baixos no início do 
período seguinte.
Menores valores de E.I.: parte inferior à esquerda
Maiores valores de E.I.: parte superior à direita 34
Energia de Ionização
� � n emumgrupo�� E.I.
Nos períodos sucessivos, o elétron 
mais externo ocupa uma camada 
afastada no núcleo e, portanto a 
ligação com o núcleo é mais fraca.
� Período
A Zef cresce da esquerda para a 
direita. Como resultado, em cada 
período as E.I. geralmente 
crescem porque o elétron mais 
externo está mais preso. 
Elementos com baixa E.I. devem formar cátions facilmente e devem 
conduzir eletricidade no estado sólido.
Elementos com E.I. altas não devem formar cátions facilmente ou 
conduzir eletricidade. 35
Há um acentuado aumento na energia de ionização
quando um elétron mais interno é removido.
Energia de Ionização
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Exercício Exemplo
� Explique o PEQUENO decréscimo da 1ª E.I. entre o Berílio e o Boro.
� Explique a GRANDE diminuição da 3ª energia de ionização entre o
Berílio e o Boro.
OBS: lembrar das configurações eletrônicas!
Elementos 1ª E.I. (kJ mol-1) 2ª E.I. (kJ mol-1) 3ª E.I. (kJ mol-1)
Berílio 900 1760 14800
Boro 799 2420 3660
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Afinidade Eletrônica
Afinidade Eletrônica (A.E.)
é a energia liberada quando um elétron se liga a um 
átomo na fase gás.
Exemplo:
Cl(g) + e–(g) � Cl– (g) + Energia
X X (g) (g) + e+ e--→→ XX--(g) (g) + + EnergiaEnergia
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Afinidade Eletrônica
� Alta A.E. � Grande quantidade de energia liberada quando um elétron
se liga a um átomo na fase gás.
� A.E. positiva � é necessário fornecer energia para fazer com que um
elétron se ligue a um átomo.
� A.E. é menos periódica que o R.A. e a E.I., mas uma tendência é� A.E. é menos periódica que o R.A. e a E.I., mas uma tendência é
claramente visível.
A.E.s são maiores na parte direita superior 
da T.P..
Perto do Oxigênio, Enxofre e Halogênios.
Nesses átomos, o elétron adicionado ocupa 
um orbital p próximo do núcleo, com carga 
efetiva elevada, e sofre forte atração.
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Afinidade Eletrônica
Gases Nobres
Grupo 17
O e– entra na única vaga da 
camada de valência.
Qualquer e– adicional, deve 
iniciar uma nova camada. 
Ex: F – e F2– ???
Grupo 16
Pode 
acomodar 2e–
adicionais.
Camada 
Completa
Distante do 
núcleo
Requer 
energia
A 1ª A.E. (–) 
A 2ª A.E. (+)
Repulsão 
Ex: O– e O2–
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E.I. x A.E.
É importante entender as diferenças entre energia de 
ionização e afinidade eletrônica.
A E.I. mede a facilidade com que um átomo perde úm elétron.
A A.E. mede a facilidade com que um átomo ganha um elétron.
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Características dos elementos
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Metais
Propriedades Físicas
Bons condutores de eletricidade
Maleáveis (folhas)
Dúcteis (fios)
Lustrosos
Normalmente: sólidos de alto Ponto de fusão,
Bons condutores de calor
Propriedades químicas
Reagem com ácidos
Formam óxidos básicos (reagem com ácidos)
Formam cátions
Formam halogenetos iônicos
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Grupo 1 ou 1A -Metais Alcalinos
Todos os metais alcalinos são macios.
Perde seu elétron s: M→M+ + e-
Os metais alcalinos reagem com H2O para
formar MOH e gás hidrogênio:formar MOH e gás hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l)→ 2MOH(aq) + H2(g)
2Na(s) + 2H2O(l)→ 2NaOH(aq) + H2(g)
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Grupo 1 ou 1A -Metais Alcalinos
Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem
com o O2:
4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) → KO2(s) (superóxido)
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Grupo 2 ou 2A -Metais Alcalinos-
Terrosos
• Os metais alcalinos-terrosos são mais duros e mais densos do que os metais 
alcalinos.
• Perde seus dois elétrons s: M →M2+ + 2e-.
• O Be não reage com água. • O Be não reage com água. 
• O Mg reage apenas com o vapor de água. 
• Do Ca em diante:
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
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Metais de Transição
Todos os elementos do bloco 
d são metais.
Suas propriedades são 
intermediárias entre os 
elementos do bloco s e os 
do bloco p.do bloco p.
Formam íons com diferentes 
estados de oxidação.
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Não-metais
Propriedades Físicas
Maus condutores de eletricidade
Não maleáveis
Não dúcteis
Não lustrosos
Tipicamente: sólido, líquido ou gás
Baixos pontos de fusão
Maus condutores de calor
Propriedades químicas
Não reagem com ácidos
Formam óxidos ácidos (que reagem com bases)
Formam ânions
Formam halogenetos covalentes
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Grupo 6, 16 ou 6A
� O oxigênio (O2) é um agente de oxidação potente
� O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
� Te e Po: são considerados metalóides 
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Grupo 7, 17 ou 7A
� A química dos halogênios é dominada pelo ganho de 1 elétron para formar ânion.
X + e-→ X–
� O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:
2F2(g) + 2H2O(l) → 4HF(aq) + O2(g) ΔH = -758,9 kJ.
� Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2)
50
Gases Nobres 
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p
completamente preenchidos.
51
Obrigada pela atenção!
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