Apostila TABELA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
Disciplina: Química I (QUI0064) 
Profa. Dra. Débora Santos Silva Bezerra 
 
 
TTAABBEELLAA PPEERRIIÓÓDDIICCAA 
 
Dmitri Mendeleev – um professor e químico russo, arranjou os elementos químicos em 
ordem crescente de massa atômica em 1869. 
 
Mendeleev x Meyer 
 
Mendeleev Meyer 
 
 
A intuição química de Mendeleev levou-o a deixar espaços para elementos que seriam 
necessários para completar as tendências observadas, mas que eram desconhecidos. 
 
Tabela Periódica Atual 
- Moseley (1913): examinou espectros de raios X dos elementos e percebeu que podia 
inferir o número atômico. 
- Os elementos tem a organização uniformemente repetida se forem organizados por 
número atômico e não pela massa atômica. 
 
Grupos ou Famílias 
- Indicam o número de elétrons de valência de um átomo no estado fundamental. Está 
intimamente relacionado à configuração eletrônica (subníveis de energia). 
 
Períodos 
- Indica o número de níveis de energia preenchidos com os elétrons do átomo no 
estado fundamental. 
 
 
Grupos ou Famílias Períodos 
 
 
 
 
 
Classificação dos elementos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Configurações eletrônicas e a Tabela Periódica 
 
 
 
Representação dos elementos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13
Al
26,9
Z = n° de prótons = n° e-
A = média ponderada das
massas atômicas dos
isótopos.
PPRROOPPRRIIEEDDAADDEESS PPEERRIIÓÓDDIICCAASS 
 
Carga nuclear efetiva (Zef): é a carga que o elétron sente efetivamente em relação ao 
seu núcleo em um átomo polieletrônico. 
 
 
Z = número de prótons 
S = número médio de elétrons (entre o núcleo e o elétron em questão) 
 
- Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais externo diminui a 
carga nuclear efetiva agindo em um elétron mais externo. 
- Densidade eletrônica relativa aos elétrons mais internos blinda os elétrons mais 
externos da carga total do núcleo. 
 
- Zef sofrida pelos elétrons mais externos AUMENTA quando passamos de elemento 
para elemento por um PERÍODO da tabela. Os elétrons de nível mais externo blindam 
uns aos outros com muito pouca eficiência. 
- Descendo em uma FAMÍLIA a Zef sofrida pelos elétrons de níveis mais externos 
AUMENTA LIGEIRAMENTE. Cernes de elétrons maiores são mais eficientes em 
blindar da carga nuclear os elétrons mais externos. 
 
1) Raio atômico: medida do tamanho do átomo. 
Quanto maior Zef, mais forte será a força atrativa puxando um elétron externo em 
direção ao núcleo. À medida que esta força cresce, o elétron aproxima-se mais do 
núcleo e o raio atômico decresce. 
 
 
 
 
Raio Iônico 
- Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os átomos 
perdem um ou mais elétrons para formar o cátion. 
- Todos os ânions são maiores que seus átomos geradores, porque os átomos ganham 
um ou mais elétrons para formar o ânion. 
- Para íons de mesma carga o tamanho aumenta à medida que descemos um grupo 
porque os elétrons ocupam camadas com números quânticos principais maiores. 
 
Série Isoeletrônica 
- Átomos ou íons que tem o mesmo número de elétrons são chamados 
ISOELETRÔNICOS. 
Na+, F-, Mg2+ → [He]2s22p6 
- Para as espécies isoeletrônicas, cátions são menores que os ânions. Ex.: Na e Na+, F 
e F. 
- Para os cátions isoeletrônicos, aqueles com maior carga são menores que os de 
menor carga. Ex.: Mg+2 e Al+3. 
- Para os ânions isoeletrônicos, aquele com maior carga negativa possui maior raio 
iônico. Ex.: O2 e F. 
 
Exemplo 1: Organize os seguintes átomos em ordem crescente de tamanho: 15P, 16S, 
33As e 34Se. 
Exemplo 2: Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem crescente de raio 
iônico: (a) Mg2+ e Ca2+ ; (b) O2- e F-. 
Exemplo 3: Ordene os átomos e íons a seguir em ordem crescente de tamanho: Mg2+ ; 
Ca2+ e Ca. 
 
2) Energia de ionização: energia necessária para remover um elétron de um átomo ou 
íon na fase gasosa. 
A primeira energia de ionização, EI1, é a energia necessária para remover o primeiro 
elétron de um átomo neutro. 
 Cu(g) → Cu+(g) + e-(g) 
A segunda energia de ionização, EI2, é a energia necessária para remover o primeiro 
elétron de um cátion. 
 Cu+(g) → Cu2+(g) + e-(g) 
 
Ex.: Mg(g)  Mg
+
(g) + e
- EI1 = 738 kJ/mol 
 Mg+(g)  Mg
+2
(g) + e
- EI2 = 1451 kJ/mol 
 Mg+2(g)  Mg
+3
(g) + e
- EI3 = 7333 kJ/mol 
 
Mais energia é necessária para remover um elétron de um íon com carga positiva 
do que de um átomo neutro. 
 
A energia de ionização é o inverso 
do tamanho do átomo. Isso 
acontece porque quanto menor o 
átomo, maior será a atração efetiva, 
então, mais difícil será a remoção do 
elétron, ou seja, maior será a 
energia de ionização. 
 
 
Por que ocorre uma redução na primeira energia de ionização do berílio ao boro? E do 
nitrogênio ao oxigênio? 
 
 
3) Afinidade Eletrônica: energia de um processo em que um elétron é adquirido pelo 
átomo na fase gasosa. 
A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica quanto endotérmica: 
Ar(g) + e
- → Ar-(g) ∆E > 0 
Cl(g) + e
- → Cl-(g) ∆E < 0 
 
Quanto maior a atração entre 
determinado átomo e um elétron 
adicionado, mais negativa será a 
afinidade eletrônica do átomo. 
A afinidade ao elétron fica mais 
negativa à medida que se avança num 
período e pouco varia descendo um 
grupo. 
 
 
Observação: um elemento com alta energia de ionização tem geralmente 
afinidade eletrônica elevada por um elétron. 
 
4) Eletronegatividade: A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. 
- Esta força de atração se relaciona com o raio atômico: quanto menor o tamanho do 
átomo, maior será a força de atração, portanto maior a eletronegatividade.