Aula 4-Tabela periodica

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27/03/2014
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Estrutura Eletrônica
e Tabela Periódica
Química Geral I
LOQ4031
Profª. Drª: Livia Carneiro
liviacarneiro@usp.br
20/03/2014
O desenvolvimento da Tabela Periódica
�A tabela periódica foi construída empiricamente muito antes de se 
conhecerem a estrutura do átomo, a partir do relacionamento de 
dados experimentais.
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• Em 1800, 31 elementos químicos conhecidos;
• Em 1865, 63 elementos químicos conhecidos;
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos, 
atualmente são 118 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foram
descobertos entre 1735 e 1843.
• Como organizar os diferentes elementos de 
forma que possamos fazer previsões sobre
elementos não descobertos?
O 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.
O desenvolvimento da Tabela Periódica
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O desenvolvimento da Tabela Periódica
(à esquerda) Um projeto do sistema periódico de Mendeleev, datado 17 de
fevereiro de 1869. (à direita) A forma publicada pela primeira vez do sistema
periódico de Mendeleev. Observe as aberturas com pontos de interrogação para
os elementos que Mendeleev suspeitava existir.
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Problemas com a Tabela de Mendeleev:
• Alguns elementos pareciam fora de lugar.
• Quando o argônio foi isolado sua massa não correspondia à 
sua posição na tabela (massa do Ar e Ca eram iguais, massa
igual a 40)
O desenvolvimento da Tabela Periódica
• Raios X – Moseley
• Em 1913, dois anos após Rutherford propor o modelo
atômico do átomo, um físico inglês, Moseley, 
desenvolveu o conceito de números atômicos. 
• Moseley determinou as frequencias de raios X emitidas à 
medida que diferentes elementos eram bombardeados 
com elétrons de alta energia.
• Cada elemento produz raios X de frequencia única, que 
aumenta com o aumento da massa atômica.
• Moseley distribuiu as frequencias de raios-X em ordem 
atribuindo um número inteiro exclusivo para cada 
elemento, chamado número atômico.
O desenvolvimento da Tabela Periódica
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Tabela Periódica Longa
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• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as 
configurações eletrônicas.
• O número do periodo é o valor de n.
• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas e a tabela
periódica
Configurações eletrônicas e a tabela
periódica
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De acordo com a distribuição eletrônica, os elementos
químicos podem ser classificados em representativos, de
transição e de transição interna.
Representativos são elementos cuja distribuição eletrônica
termina em “s” ou “p”.
Exemplos:
Magnésio - 12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
Silício - 14Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Arsênio - 33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Transição são elementos cuja distribuição eletrônica termina
em “d”.
Exemplos:
Escândio - 21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Cromo - 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
....4s1 3d5
Cobre - 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
....4s1 3d10
Alguns elementos de transição não seguem as regras de
distribuição eletrônica: aqueles que terminam em d4 ou d9
apresentam promoção de um elétron do subnível “s” anterior
para o subnível “d”, resultando, respectivamente, as
configurações s1 d5 e s1 d10.
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Transição interna são elementos cuja distribuição eletrônica
termina em “f”.
Exemplos: Urânio 92
57U238 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4
Transição interna (f)
Transição interna (f)
(s2)
R
e
p
re
se
n
ta
ti
vo
s 
(s
)
G
. 
n
o
b
re
s 
 (
p
6
) 
Distribuição dos elementos químicos na TP
Representativos 
(p)
H
Transição (d)
Exemplos 
1. Lítio (Li) está no 2o período. Portanto, possui dois níveis de
energia.
3Li: 1s
2 2s1
2. Cobalto (Co) está no 4o período. Portanto, possui quatro
níveis de energia.
27Co: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nos grupos A estão os elementos representativos, em que o
número de elétrons do último nível é o número do grupo.
Exemplos 
12Mg: 1s
2 2s2 2p6 3s2
Grupo 2A
1. O magnésio (Mg) está no 3o período. Portanto, possui três
níveis de energia e pertence ao grupo 2 A.
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Grupo 5A
2. O Arsênio (As) está no 4o período. Portanto, possui quatro níveis de
energia e pertence ao grupo 5A.
33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
Nos grupos B estão os elementos de transição, cuja soma do número
de elétrons “s” e “d” é o número do grupo.
1. Escândio (Sc) está no 4o período. Possui quatro níveis de energia.
21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
2. Cromo (Cr) está no 4o período. Portanto, possui quatro níveis de
energia.
24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Grupo 3B
Grupo 6B
Exemplos 
Nos grupos cuja soma é 8, 9 ou 10, os elementos têm
propriedades muito semelhantes e são agrupados em uma
tríade: grupo 8B.
Cobalto - 27Co: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4s2 3d7
Exemplo 
Grupo 8B
Nos grupos 11 e 12, os elementos têm subnível “d” completo e
pertencem aos grupos 1B e 2B.
Cobre - 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Grupo 1B
Exemplo 
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No grupo 8A estão os gases nobres
Argônio - 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Exemplo 
Nos grupos 3B do 6º e do 7º períodos estão os elementos de
transição interna.
Cério – 58Ce: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
4f2
Exemplo 
Grupo 3B
De acordo com algumas propriedades, os elementos químicos podem
ser classificados em metais, não-metais, semimetais (metalóides).
Hidrogênio Metal Semimetal Não-metal 
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• Força de atração entre o núcleo e os elétrons 
mais externos:
– Carga nuclear efetiva;
– Tamanho de átomos e íons;
– Energia de ionização;
– Afinidade eletrônica.
Como consequência do ordenamento da Tabela, 
as propriedades dos elementos variam
periodicamente.
Importante para a 
explicação das tendências 
periódicas!
• A carga nuclear efetiva é a carga “sentida” por um elétron em um átomo
polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos 
elétrons internos.
• Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetiva pode ser: 
Zef = Z – S , sendo que S é o número de elétrons internos, ou da camada de 
blindagem.
A carga nuclear efetiva, agindo em um elétron, é igual ao número de prótons no 
núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o 
elétron em questão.
Carga nuclear efetiva
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Exemplo:
Qual a carga nuclear efetiva para os átomos de Li, Be e Na?
Observação:
�Os elétrons s de qualquer das camadas
podem ser encontrados em uma região muito
próxima do núcleo, ele pode penetrar através
das camadas internas.
�Os efeitos da penetração e da blindagem
podem ser grandes. Um elétron 4s pode ter
energia menor do que um elétron 4p ou 4d, ou
ainda de um elétron 3d do mesmo átomo.
�Por causa dos efeitos da penetração e da
blindagem, a ordem das energias dos orbitais
em uma dada camada em um átomo com
muitos elétrons é s<p<d<f
Distribuição de 
probabilidades(região de 
probabilidade)
Orbitais 
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• As nuvens eletrônicas não tem fronteiras bem definidas, e isso dificulta a 
medida do raio atômico. 
• Existem medidas de raio quando os átomos estão organizados como sólidos ou
moléculas.
Como medir o Tamanho dos átomos e 
dos íons?
• Considere uma molécula diatômica
simples.
• A distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação
(raio ligante).
• Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade da
distância de ligação é denominada
raio covalente do átomo.
• Raio não-ligante (van der Waals): 
para determinar o tamanho dos 
átomos em uma amostra de gás
solidificado.
Tamanho dos átomos e dos íons
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Raio Atômico (Tamanho do Átomo)
Tendências periódicas nos raios
atômicos
O raio atômico decresce da esquerda para a direita ao longo de um período 
e cresce com o valor de n em cada grupo.
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• Os raios dos íons são muito diferentes dos átomos que lhes dão
origem. 
• Todos os cátions são menores que os átomos originais.
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de 
elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
Tendências nos tamanhos dos íons
Raio Iônico 
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• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à 
medida que descemos em um grupo na tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica (têm o mesmo
número de elétrons)
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica
(número de elétrons constantes), os íons tornam-se menores :
Aumentando a carga nuclear
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
Diminuindo o raio iônico
Tendências nos tamanhos dos íons
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Exercício:
1) Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem
crescente do raio:
a) Mg2+, Ca2+ e Ca
2) Observando os seguintes átomos, qual deles possui o maior
e o menor raio atômico?
P, S, As e Se
• Facilidade com que os elétrons podem ser removidos de 
um átomo.
É a energia mínima necessária para
remover um elétron de um átomo ou íon
gasoso isolado em seu estado
fundamental.
Energia de ionização
A formação de uma ligação em um composto iônico depende da
remoção de um ou mais elétrons em um átomo e de sua
transferência para outro...
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• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover o primeiro elétron de um átomo gasoso:
Na(g) → Na+(g) + e-
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g) → Na2+(g) + e-
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se 
remover o elétron.
Energia de ionização
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais
interno é removido.
Energia de ionização
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Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. 
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido
ao descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um 
elétron do orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica
mais difícil remover um elétron.
Energia de ionização
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• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção
do quarto elétron p. Ex: berílio e boro; nitrogênio e oxigênio.
Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o 
maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) 
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor
de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6) 
Energia de ionização
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Exercício:
1) Por que o Li tem maior EI que o Na?
2) Por que a diferença entre a terceira e a quarta energias de
ionização do Sc é bem maior que a diferença entre a terceira e
a quarta EI do Ti?
3) Por que o Li tem uma 2ª EI bem maior que o Be?
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um 
átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g) ∆E = -349 kJ/mol (exotérmica)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o 
exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e- → Ar-(g) ∆E > 0
Afinidades eletrônicas
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Afinidade eletrônica 
em kJ/mol
Elementos do bloco s
•Possuem baixa Energia de Ionização (metais muito 
reativo) 
Propriedades gerais dos elementos
Características Químicas:
• Tendência a formar cátions (Íons Positivos).
Características Físicas:
• Possuem Brilho Metálico.
• Possuem cor entre acinzentado e prateado, com 
exceção do ouro (dourado) e cobre (avermelhado).
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�Todos os metais alcalinos são macios, reativos e têm cor prateada (ex. Na). O 
sódio é guardado em óleo mineral para que fique protegido do contato com ar.
Grupo 1A: os metais alcalinos
• Todos os metais alcalinos são macios.
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M � M+ + e-
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás
hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) � 2MOH(aq) + H2(g)
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Grupo 1A: os 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)
• Os metais alcalinos emitem cores características quando
colocados em uma chama à alta temperatura.
• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando
retorna ao estado fundamental.
Grupo 1A: os metais alcalinos
Li Na K
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Elementos do bloco p, não-metais
•Possuem elevada afinidade eletrônica. Exceto Te e Po, os 
outros elementos tendem a formar compostos moleculares
Propriedades gerais dos elementos
Grupo 6: Da esquerda para a direita: oxigênio, enxofre, selênio e telúrio
NÃO - METAIS
São 11 elementos: C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I e
At.
Características Químicas
• Tendência a formar ânions (Íons Negativos).
Características Físicas
• Não possuem Brilho (exceção I2(s) e Cgrafite);
• A 25 oC e 1 atm são sólidos, líquidos e gasosos;
• Não são bons condutores de calor e de eletricidade (exceção
do Cgrafite);
• Possuem Ponto de Fusão menor do que os metais (exceção
Cdiamante, PF ≅ 3570 oC).
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SEMIMETAIS
São 7 elementos: B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po.
Características Químicas
• Podem formar cátions ou ânions, conforme a situação.
Características Físicas
• Possuem pouco brilho ;
• A 25 oC e 1 atm são sólidos;
• São semicondutores.
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Elementos do bloco d
•Todos os elementos do bloco d são metais. Propriedades intermediárias 
entre os blocos s e p, o que explica seu nome alternativo, metais de 
transição. Podem formar íons com diferentes estados de oxidação porque 
os elétrons d têm energias semelhantes (Fe2+, Fe3+, Cu+, Cu2+).
Propriedades gerais dos elementos
Elementos da primeira linha do bloco d. Acima (da esquerda para a 
direita): Sc, Ti, V, Cr e Mn; Abaixo: Fe, Co, Ni, Cu, Zn.
HIDROGÊNIO
• Combina com metais, não-metais e semimetais.
• Nas condições ambientes é um gás extremamente
inflamável.
GASES NOBRES
• Apresentam grande estabilidade química.
• Nas condições ambientes são gases.
HYDROS= ÁGUA e GENES= GERADOR