Propriedades periódicas dos átomos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS 
ELEMENTOS
Disciplina: Química I
Professora: Jéssica Aline Santos Lemos
Carga Nuclear Efetiva
Propriedades dos átomos
Configurações eletrônicas;
Força de atração entre o núcleo e os elétrons mais
externos;
Força de atração
Magnitude da carga nuclear líquida agindo no elétron;
Distância média entre o núcleo e o elétron;
A força de atração aumenta na mesma
proporção que a carga nuclear, e diminui à medida
que o elétron se afasta do núcleo.
Em um átomo polieletrônico, cada elétron é
simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido
pelos outros elétrons.
É possível estimar a energia de cada elétron
considerando como ele interage com o ambiente
médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no
átomo.
Cada elétron é tratado individualmente
como se ele estivesse se movendo no campo
elétrico criado pelo núcleo e pela densidade
eletrônica vizinha dos outros elétrons.
Esse campo elétrico é equivalente ao
campo gerado por uma carga localizada no
núcleo, chamada carga nuclear efetiva.
A carga nuclear efetiva é a carga sofrida
por um elétron em um átomo polieletrônico.
A carga nuclear efetiva, Zef, agindo em um elétron é igual ao
número de prótons do núcleo, Z, menos o número médio de
elétrons, S, que está entre o núcleo e o elétron em questão:
Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga
nuclear efetiva (Zef) diminui.
Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais
externo diminui a carga nuclear efetiva agindo em um elétron mais
externo. (Efeito de blindagem)
A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons
mais externos é determinada basicamente pela diferença
entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons internos.
12 Mg
A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais
externos aumenta quando passamos de elemento
para elemento por um período da tabela.
Apesar de o número de elétrons internos permanecer
o mesmo à medida que nos movemos no período, a
carga nuclear real aumenta.
A carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à
medida que descemos no grupo, isso pode ser
confirmado através das regras de Slater.
Regras de Slater 
Para determinar Zef , os elétrons são divididos em
grupos (a cada um corresponde uma constante de
blindagem diferente). (1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s,
4p); (4d); (4f); (5s, 5p); etc. .
Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de
blindagem S é a soma das seguintes parcelas:
– zero para qualquer grupo exterior ao elétron
considerado.
– 0,35 para cada um dos outros elétrons do mesmo grupo
que o elétron considerado, exceto no grupo 1s, no qual
usase o valor 0,30.
– Se o elétron considerado pertencer a um grupo (ns, np),
cada elétron do nível (n –1) contribui com 0,85 e cada
elétron dos níveis mais internos contribui com 1,00.
– Se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou
(nf), cada elétron dos grupos mais internos contribui com
1,00.
Efeito da Carga Nuclear Efetiva
Como resultado da penetração e da blindagem, a
ordem de energia em átomos multieletrônicos é
normalmente:
ns < np < nd < nf
Isso ocorre porque, em uma determinada
camada, os orbitais s são os mais penetrantes e
os orbitais f são os menos penetrantes.
Tamanho de íons e átomos
Espera-se que átomo com muitos elétrons
sejam maiores do que átomos que têm poucos
elétrons.
Os raios metálico e
covalente são referidos
Em conjunto como
raios atômicos.
Em geral, os raios atômicos aumentam à
medida que se desce em um grupo, e diminuem da
esquerda para a direita, ao longo de um período.
 Em cada coluna (grupo) o número atômico tende a
crescer á medida que descemos. Essa tendência resulta
basicamente do aumento do número atômico quântico
principal (n) dos elétrons do núcleo, fazendo com que o
átomo aumente de tamanho.
 Em cada período o raio atômico tende a diminuir
quando vamos da esquerda para a direita. O principal
fator influenciando essa tendência é o aumento da carga
nuclear efetiva (Zef) à medida que nos movemos ao longo
do período. Essa atração faz com que o raio atômico
diminua
Esta redução do raio abaixo do esperado é
chamada de contração dos lantanídeos.
Isso acontece porque os elementos da terceira
linha do blodo d são precedidos pelos elementos
da primeira linha do bloco f, os lantanóides, nos
quais os orbitais 4f estão sendo ocupados.
O raio iônico de um elemento está relacionado
com a distância entre os centros de cátions e
ânions vizinhos.
O aumento do raio de um átomo quando da
formação do ânion correspondente é o
resultado de uma maior repulsão elétron-
elétron que ocorre quando um elétron é
adicionado para formar um ânion.
 Há também uma diminuição no valor da
carga nuclear efetiva.
• O menor raio do cátion comparado com o do
átomo que o originou é uma consequência não
somente da redução na repulsão elétron-
elétron, devido a perda de elétrons, mas
também pelo fato de que a formação do cátion
resulta na perda de elétrons de valência e um
aumento da carga nuclear efetiva.
Exercícios
1- Organize os seguintes átomos em ordem crescente de
tamanho: 15P, 16S, 33As, 34Se.
2- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raios
atômicos: Na, Be, Mg.
3- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de
tamanho: Mg2+, Ca2+ e Ca.
4- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S2-, S ou O2-?
5- Coloque os íons S2-, Cl- , K+ e Ca2+ em ordem crescente de
tamanho. (série isoeletrônica)
Energia de Ionização
1ª Energia de Ionização 
2ª Energia de Ionização
Valores das energias de ionização sucessivas para os elementos 
do Sódio até o Argônio em kJ/mol
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.
As energias de ionização também se
correlacionam fortemente com os raios atômicos, e
os elementos que possuem pequenos raios
atômicos geralmente têm grande energia de
ionização.
A explicação dessa correlação é que em um
átomo pequeno o elétron está próximo ao núcleo e
experimenta uma forte atração coulombiana,
tornando-se difícil removê-lo.
Enquanto o raio atômico aumenta à medida
que descemos num grupo, a energia de ionização
diminui, e a diminuição do raio ao longo de um
período é acompanhada por um aumento gradual
na energia de ionização.
Existem alguns desvios desta tendência geral
na energia de ionização que podem ser facilmente
explicados.
Ex.: Boro e Berílio
A primeira energia de ionização do boro é
menor que a do berílio, apesar do primeiro
possuir carga nuclear maior.
Essa anomalia é explicada observando-se
que no boro o elétron mais externo ocupa o
orbital 2p, ficando menos fortemente ligado do
que se estivesse no orbital 2s.
Ex.: Nitrogênio e Oxigênio
O decréscimo entre nitrogênio e oxigênio
tem uma outra explicação.
No átomo de O, dois elétrons ocupam um
mesmo orbital 2p. Eles se repelem fortemente, e
esta repulsão compensa a maior carga nuclear.
Exercícios
1- Explique o decréscimo na primeira energia de
ionização do fósforo para o enxofre.
2- Explique o decréscimo na primeira energia de
ionização do flúor para o cloro.
3- Ordene os seguintes átomosem ordem
crescente de primeira energia de ionização: Ne,
Na, P, Ar e K.
Afinidade Eletrônica
Muitos átomos podem ganhar elétrons
para formar íons carregados negativamente.
O ganho de elétron pode ser exotérmico ou
endotérmico.
Quanto maior a atração entre determinado
átomo e um elétron adicionado, mais negativa
será a afinidade eletrônica do átomo.
Para alguns elementos, como os gases
nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo,
significando que o ânion tem energia mais alta
do que os átomos e elétrons separados.
A afinidade eletrônica, geralmente, torna-se mais
negativa à proporção que caminhamos em direção
ao halogênios.
Os halogênios, que têm um elétron a menos para
preencher completamente o subnível p, apresentam
as afinidades eletrônicas mais negativas.
As afinidades eletrônicas não variam muito à
medida que descemos um grupo.
A segunda entalpia de ganho de elétrons é
sempre positiva porque a repulsão eletrônica
supera a atração nuclear.
Um elemento possui uma alta afinidade
eletrônica se o elétron adicional pode entrar
numa camada onde ele experimenta uma forte
carga nuclear efetiva.
Exercícios
1- Justifique o grande decréscimo na afinidade
eletrônica do lítio para o berílio, apesar do
aumento na carga nuclear.
2- Justifique o decréscimo na afinidade
eletrônica do C para o N.
Eletronegatividade
A eletronegatividade, x (chi), de um
elemento é a capacidade que um átomo de um
elemento tem de atrair elétrons para ele quando
faz parte de um
composto.
Se um átomo é pequeno e tem uma camada
eletrônica quase fechada, então há uma grande
possibilidade de que ele atraia um elétron para si
mais do que um átomo grande com poucos
elétrons de valência.
As eletronegatividades dos elementos
geralmente aumentam da esquerda para a direita
ao longo do período e diminuem ao descermos
num grupo.
F > O > N > Cl > Br > I > S > C >P