Propriedades Periódicas

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Propriedades Periódica 
Prof. Gilberto Baptista 
Química Inorgânica I - Aula 05 
1 
Introdução 
 As configurações eletrônicas dos átomos exibem 
variações periódicas com a elevação sistemática 
do número atômico (carga nuclear). 
 
 Por isso, os elementos exibem também variações 
periódicas do comportamento físico e químico. 
 
 A lei da periodicidade afirma que quando os 
elementos são dispostos pelos números atômicos 
crescentes, as propriedades físicas e químicas 
variam periodicamente. 
 
Raio atômico 
 Uma das propriedades mais importantes de um átomo ou íon é o 
tamanho. 
 
 Como podemos então definir o tamanho de um átomo? 
 
 Uma das maneiras mais simples e úteis é definir o tamanho 
atômico como a distância entre os átomos em uma amostra do 
elemento. 
 
 No entanto, devemos chamar a atenção para o fato de que essa 
abordagem para a determinação dos raios atômicos somente se 
aplica caso existam compostos moleculares do elemento. Para os 
metais, o raio atômico pode ser estimado a partir de medidas da 
distância entre os átomos em um cristal do elemento 
 Se considerarmos uma molécula diatômica 
simples. Neste caso, a distância entre os dois 
núcleos é denominada distância de ligação e, se 
os dois átomos que formam a molécula são os 
mesmos, metade da distância de ligação é 
denominada raio covalente do átomo. 
Raio atômico 
 Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as 
propriedades dos elementos variam periodicamente, e o tamanho 
atômico varia consistentemente através da tabela periódica. 
 
 Em cada coluna (grupo) o número atômico tende a crescer de cima 
para baixo. Esta tendência resulta do aumento do número quântico 
principal (aumentando o número de camadas), fazendo com que o 
átomo aumente de tamanho. 
 
 Por outro lado, em cada período o raio atômico tende a diminuir 
quando vamos da esquerda para a direita. 
 
 Estas tendências gerais explicam-se quando analisamos os fatores 
que determinam o tamanho do orbital mais externo. Um fator é o 
número quântico principal n do orbital. Quanto maior for n, maior o 
tamanho do orbital. 
Variação do raio atômico 
 
 
 
Carga nuclear efetiva 
 A carga nuclear efetiva é uma força que atua sobre o elétron do 
orbital mais externo. O aumento da carga nuclear efetiva reduz o 
tamanho do orbital, pois atrai o elétron para o interior do átomo. 
 
 A carga nuclear efetiva (Zef) é a carga positiva que atua do núcleo 
sobre o elétron, é igual à carga do núcleo reduzida pelo efeito de 
blindagem da distribuição de elétrons nas camadas mais internas. 
 
 Por exemplo: o lítio tem configuração 1s2, 2s1. 
 
 A carga nuclear é +3, mas o efeito desta carga sobre o elétron 2s é 
reduzido pela distribuição dos dois elétrons 1s que estão entre o 
núcleo e o elétron 2s. 
Carga nuclear efetiva - Blindagem 
 Cada elétron de um átomo é protegido 
(blindado) do efeito de atração da carga 
nuclear pelos elétrons do mesmo nível de 
energia e, principalmente, pelos elétrons dos 
níveis mais internos. 
 
 Apenas uma parte da carga nuclear atua 
realmente sobre os elétrons: é a Carga 
Nuclear Efetiva (Zef). 
 
 
Cálculo do Zef 
Constante de blindagem 
 
Exemplo 1 
 Calcule os Zef do hidrogênio, do berílio, do 
flúor e do magnésio. 
 
 
Resolução 
Exemplo 2 
 Explique o gráfico abaixo: 
O raio dos íons 
 Os tamanhos dos íons são baseados nas distâncias um do outro em compostos 
iônicos. Como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon depende de sua 
carga nuclear, do número de elétrons que ele possui e dos orbitais nos quais os 
elétrons do nível mais externo localizam-se. Portanto, é interessante que as 
seguintes tendências sejam observadas: 
 
 - Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos 
que lhes dão origem. 
 
 - Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os 
átomos que lhe dão origem. 
 
 - Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos 
em um grupo na tabela periódica, ou seja, aumenta-se o número de camadas. 
 
 - Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. 
Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se 
menores: 
 
Variação do raio de alguns íons 
Configuração eletrônica dos íons 
 - Cátions: os elétrons são primeiramente 
removidos do orbital com o maior número 
quântico principal. 
 
 
 - Ânions: os elétrons são adicionados ao 
orbital com o mais baixo valor de n disponível. 
Exemplo 3 
 Qual a distribuição eletrônica dos íons Li+, Fe+3 
e F-? 
Resolução 
 Li (1s2 2s1) - Li+ (1s2) 
 
 Fe ([Ar] 3d6 4s2) - Fe3+ ([Ar] 3d5) 
 
 F (1s2 2s2 2p5) - F- (1s2 2s2 2p6) 
Energia de ionização 
 A facilidade com que os elétrons podem ser removidos de 
um átomo é um indicador importante do comportamento 
químico dele. 
 
 Assim, a energia de ionização de um átomo ou íon é a 
energia mínima necessária para remover um elétron de um 
átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental. 
 
 É importante ficar claro que existem variações nas energias 
de ionização sucessivas e que há um acentuado aumento 
na energia de ionização quando um elétron mais interno é 
removido. 
Energia de ionização 
Tendência periódica da Energia de 
Ionização 
 A energia de ionização diminui à medida que descemos em 
um grupo, e 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 porque ao longo de um período Zef aumenta e, 
consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. 
 
 
 
Exemplo 4 
Explique o gráfico: 
Afinidade eletrônica 
 Muitos átomos podem ganhar elétrons para 
formar íons carregados negativamente. 
 
 Portanto, a variação de energia que ocorre 
quando um elétron é adicionado a um átomo 
gasoso é chamada afinidade eletrônica. 
 
 A tabela a seguir apresenta alguns valores para 
afinidade eletrônica. O valor negativo indica que 
o processo é exotérmico. 
Números mais negativos de afinidade eletrônica indicam que o íon negativo 
formado é mais estável. Enquanto que números menos negativos indicam 
que o ânion formado é menos estável. As afinidades ao elétron também se 
definem com valores positivos na formação de íons estáveis. 
 
Tendência periódica da afinidade 
eletrônica 
 As tendências periódicas na afinidade eletrônica estão 
relacionadas às tendências observadas na energia de 
ionização. 
 
 – Ao longo de um período, o aumento da carga efetiva 
torna mais difícil a retirada de um elétron de um átomo, 
porém também aumenta sua atração por um elétron 
adicional. 
 
 – Ao longo de um grupo, a AE diminui porque os elétrons 
vão sendo adicionados cada vez mais longe do núcleo, 
fazendo com que a atração núcleo-elétron seja cada vez 
menor. Exceção: elementos do grupo 2 
 
Casos especiais 
 O Be não tem nenhuma afinidade por elétrons. Sua configuração 
eletrônica é 1s2 2s2. Um elétron teria de ser adicionado ao subnível 
2p, cuja energia é mais elevada do que a dos elétrons de valência 
(2s). 
 
 O N também não tem nenhuma afinidade por elétrons. A 
configuração eletrônica do nitrogênio é 1s2 2s2 2p3. Portanto o 
elétron adicionado teria de ocupar o orbital 2p que está 
semipreenchido e as repulsões elétron-elétron seriam muito 
significativas. 
 
 Os gases nobres não possuem nenhuma afinidade por elétrons 
porquequalquer elétron adicional deve ocupar uma camada 
quântica mais elevada. 
 
Eletronegatividade 
 A eletronegatividade é a medida da capacidade de um átomo atrair 
elétrons para as suas vizinhanças. Há várias escalas de 
eletronegatividade. 
 
 Em 1934 Robert S. Mulliken sugeriu, com base teórica, que a 
eletronegatividade (X) de um átomo fosse igualada à metade da 
diferença entre a energia de ionização (E.I.) e afinidade ao elétron 
(A.E.). 
 
 Mulliken realizou os seus estudos calculando E.I. e A.E. em elétron-
volt (eV). 1 eV = 96,48 kJ/mol. 
 
 XM = (E.I. - A.E.)/2 
 
 
Eletronegatividade 
 Um átomo como o flúor, que tende a receber elétrons com 
facilidade (A.E. grande e negativa) e a mantê-los 
firmemente ligados (grande E.I.) tem eletronegatividade 
elevada. 
 
 Por outro lado, um elemento como o lítio ou o césio tem a 
tendência de perder elétrons com facilidade (baixa E.I.) e 
que tem pequena tendência de receber elétrons (A.E. 
pouco negativa), logo, tem baixa eletronegatividade. 
 
 Dessa forma, a eletronegatividade está relacionada com a 
E.I. e A.I. Porém, até recentemente, poucas afinidades ao 
elétron foram medidas tornando a escala Mulliken limitada. 
 
Eletronegatividade 
 Os valores das eletronegatividades de 
Mulliken podem ser convertidos à escala de 
Linus Pauling, que são os valores atualmente 
utilizados para as eletronegatividades dos 
elementos. Neste caso, tanto o E.I. e A.E. 
devem ser calculadas em kJ/mol. 
 
 Xp = (E.I. - A.E.)/540 
Exemplo 5 
 Calcular a eletronegatividade do fósforo e do 
enxofre pela escala Pauling. 
Exemplo 6 
Explique o gráfico: 
Relação com o raio atômico 
 A eletronegatividade tem relação com o raio 
atômico, de modo que: 
 
 Quanto menor o tamanho de um átomo, 
maior será a força de atração, pois a distância 
núcleo-elétron é menor. 
A eletronegatividade na tabela periódica aumenta nos períodos 
com o aumento do número atômico, porém é menor em 
elementos de maior número atômico nas famílias (colunas). A 
eletronegatividade aumenta de forma inversa ao aumento no 
tamanho do átomo. 
 
Valores das eletronegatividades 
 
Polarizabilidade 
 A polarizabilidade (α), de um átomo é a sua 
habilidade de ser distorcido por um campo 
elétrico. 
 
 Um átomo ou íon (geralmente, um ânion) é 
altamente polarizável se sua eletrosfera pode ser 
distorcida. 
 
 De forma geral, átomos e íons grandes, pesados, 
tendem a ser altamente polarizáveis.