Propriedades periodicas

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Unidade IV: Propriedades periódicas 
Marcelo Gonçalves Vivas 
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Plano de aula 
Tema: Propriedades periódicas 
 
Objetivos: Explicar aos alunos a periodicidade das propriedades físicas e 
químicas dos elementos em termos de seus números atômicos; 
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Exigências prévias de conhecimentos e habilidades: Conhecimento em nível 
de ensino médio sobre química geral. 
Avaliação: Lista de exercícios. 
Referências bibliográficas: 
SCERRI, E. R.; The Periodic Table: Its Story and its Significance: Amazon, 2006. 
Classificação periódica: texto disponível no site http://www2.ufpa.br/quimdist/. 
Estratégias de ensino: Aula expositiva utilizando datashow. 
Contextualização histórica 
3 
1817 – Lei das Tríades / Johann W. Boebereiner 
(alemão) 
1864 – Lei das Oitavas / Newlands (inglês) 
1913 – Ordem de Número Atômico / Moseley (inglês) 
1871 – Ordem de Massa Atômica / Mendeleev 
(russo) e Meyer (alemão) 
1940 – Descobrimento dos elementos transurânicos / 
Glenn Seaborg (EUA) 
A tabela periódica moderna 
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Lei Periódica 
 
“A Lei periódica estabelece que quando os elementos 
são listados, sequencialmente, em ordem crescente 
do numero atômico, é observada uma repetição 
periódica em suas propriedades físico-químicas.” 
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Tabela Periódica antiga 
A tabela periódica moderna 
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Propriedades periódicas 
7 
Período 
 Períodos: são as linhas horizontais, definem o 
número de níveis de energia dos elementos. 
 Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, 
definem o número de elétrons da camada de valência. 
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1
2 13 14 15 16 17
18
M
etais A
lcalinos
M
etais A
lcalinos
A
lcalinos -T
E
R
R
O
S
O
S
 M
etais
A
lcalinos -T
E
R
R
O
S
O
S
 M
etais
G
R
U
P
O
 D
O
 B
O
R
O
G
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O
 D
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 B
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C
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O
G
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H
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A
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G
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G
A
S
E
S
 N
O
B
R
E
S
G
A
S
E
S
 N
O
B
R
E
S
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
ELEMENTOS REPRESENTATIVOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Lantanídeos 
Actinídeos
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA
 Propriedades periódicas 
9 
Organização da tabela periódica em períodos 
10 
Propriedades periódicas 
11 
Organização da tabela periódica em períodos 
No primeiro período existem apenas dois elementos, pois o orbital 1s comporta até 
2 elétrons. 
O segundo período tem inicio com o lítio, pois seu terceiro elétron e do tipo 2s. 
Como ha um orbital 2s e 3 orbitais 2p, cada um capaz de acomodar dois elétrons, e 
possível colocar 8 elementos neste período. 
O terceiro período tem o mesmo comportamento que o segundo período. 
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O quarto período inicia com o potássio (4s1) e após o preenchimento do orbital 4s 
no cálcio, os orbitais vazios de menor energia são os cincos orbitais 3d. 
Porque o orbital 4s possui menor energia que o orbital 3d? 
Por causa do maior efeito de blindagem eletrostática ocasionada no orbital 3d! 
Organização da tabela periódica em períodos 
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No quinto período, os orbitais 5s, 4d e 5p são preenchidos em sequência. 
No sexto período, após o preenchimento do orbital 6s e a entrada de um 
elétron nos orbitais 5d, os 7 orbitais 4f são os próximos, em ordem de energia 
crescente, possibilitando o encaixe de 14 elementos (lantanídeos) antes do 
preenchimento do próximo orbital 5d. Os orbitais 5d preenchidos são sucedidos 
pelos 6 elementos requeridos pelos 3 orbitais 6p. 
Organização da tabela periódica em períodos 
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O sétimo período começa com o preenchimento do orbital 7s; em seguida, um 
elétron e adicionado a um dos orbitais 6d. Os próximos elétrons vão para os orbitais 
5f, cujos 14 elementos formam a serie dos actinídeos, grupo de elementos com 
propriedades e estruturas eletrônicas semelhantes aos dos lantanídeos. 
Organização da tabela periódica em períodos 
A periodicidade nas propriedades atômicas 
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A periodicidade nas propriedades atômicas 
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O raio atômico: 
A periodicidade nas propriedades atômicas 
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Os elétrons são adicionados na camada de valência dos átomos e, com o aumento 
do numero atômico, para cada elétron adicionado, há também o acréscimo de um 
próton no núcleo, tornando a carga nuclear maior. 
Elementos de transição recebem elétrons não na camada de valência, mas sim na 
segunda camada mais externa. Neste caso há uma blindagem devido ao grande 
números de elétrons nas camadas internas de tal modo que os elétrons de 
valência são protegidos da forca de atração exercida pelo núcleo. 
A periodicidade nas propriedades atômicas 
Raio iônico 
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Podemos generalizar que um cátion e sempre menor do que o átomo neutro que 
o originou. 
Um ânion e sempre maior do que o átomo neutro que o originou 
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PROPRIEDADES 
QUÍMICAS DOS 
ELEMENTOS 
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X(g) + Energia  X
+
(g) + e
- (endotérmica) 
Li+ 
Li 
+ e- 
E1 
Na 
Na+ 
+ e- 
E2 
POTENCIAL OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO: é a energia necessária para retirar 
um elétron do átomo no seu estado gasoso 
E1 > E2 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
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A energia de ionização tende a aumentar ao longo do período devido o 
aumento da carga nuclear. 
 
A tendência dentro do grupo é da energia de ionização aumentar de baixo para 
cima, pois, como o tamanho do átomo diminui neste sentido, os elétrons ficam 
mais próximos do núcleo e se torna mais difícil removê-los. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
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Comentário: 
 
 
Os gases nobres por terem uma configuração eletrônica estável 
dificilmente perdem elétrons e ao serem comparados com outros 
elementos eles sempre terão o maior energia de ionização, portanto, não 
dependem do raio atômico. 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
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AFINIDADE ELETRÔNICA: é a energia liberada quando um átomo ganha 
um elétron, no estado gasoso ou a um ânion ao perdê-lo. 
Observações: 
1) A afinidade eletrônica é numericamente igual a energia de ionização. 
2) Nos gases nobres, a afinidade eletrônica não é significativa. Entretanto, não é igual 
a zero: já que a adição de um elétron em qualquer elemento causa liberação de 
energia. 
3) A afinidade eletrônica é expressa, no SI, em kJ/mol, assim como a energia de 
ionização. 
 
X(g) + e
-  X-(g) + Energia (exotérmica) 
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AFINIDADE ELETRÔNICA 
27 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
A liberação de energia mede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo, portanto 
quanto maior o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo em 
receber o elétron. 
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Eletropositividade: mede a tendência do elemento em perder elétrons, 
define o seu caráter metálico. 
Eletronegatividade: mede a tendência do elemento em ganhar elétrons, 
define o seu caráter não metálico. 
Ordem de eletronegatividade: 
F / O / N /Cl / Br / I / S / P / C / H 
Eletronegatividade x Eletropositividade 
O elemento mais eletropositivo é o 
frâncio Fr. 
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O número de elétrons perdidos por um átomo eletropositivo e de elétrons 
recebidos por um átomo eletronegativo é indicado pelo número de oxidação do 
elemento, que é, respectivamente positivo e negativo. 
Eletropositividadex Eletronegatividade 
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Reatividade química é a tendência dos elementos em doar ou capturar 
um elétron. 
Reatividade química 
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PROPRIEDADES 
FÍSICAS DOS 
ELEMENTOS 
Propriedades físicas dos elementos 
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Densidade: relação entre a massa e o volume. 
Obs. O Ósmio é o elemento mais 
denso. 
Os 
Obs. Nas famílias o volume atômico 
não obedece a variação da densidade e 
sim a massa atômica. 
Volume Atômico: é o volume ocupado por um átomo-grama do elemento no 
estado sólido. 
Os 
33 
W 
C 
Ponto de Fusão e Ebulição: 
Observações: 
1) O elemento de maior ponto de fusão é o Carbono - C, este não obedece a 
regra de posicionamento na tabela. 
2) O elemento de maior ponto de ebulição é o Tungstênio - W. 
3) Os metais alcalinos e alcalinos terrosos contrariam a regra, o PF e o PE 
crescem de baixo para cima. 
Propriedades físicas dos elementos 
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Propriedades físicas dos elementos 
Propriedades periódicas 
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RESUMO GERAL: 
F 
Fr 
R. Atômico / Eletrop. / Reat. M. 
F 
Fr 
P. Ioniz. / Eletron. / Reat. A. 
Os 
Densidade 
Os 
C 
Vol, Atômico 
W 
C 
PF / PE