Química Geral - Propriedades Periódicas

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09/10/2017
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Química Geral
Estrutura Eletrônica V:
Propriedades Periódicas
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Prof. Marcelo G. Rosmaninho
Anteriormente em Química Geral...
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• Teorias atômicas:
• Modelos atômicos classicos
• O Átomo Grego
• O Modelo de Dalton
• O Modelo de Thonsom
• O Modelo de Rutherfod-Bohr
• O Modelo Quântico
• Quantização da energia
• Dualidade onda-partícula
• Princípio da Incerteza de Heisemberg
• Equação de onda de Shrödinger
• Orbitais e números quânticos para átomos hidrogênóides
• Átomos Multi-eletrônicos
• Carga Nuclear efetiva
• Configuração eletrônica e princípio da construção
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Na aula de hoje...
• Propriedades Periódicas:
• A Tabela Periódica
• Carga Nuclear Efetiva
• Raios Atômicos e Iônicos
• Energia de Ionização
• Afinidade Eletrônica
• Eletronegatividade
• Outras propriedades periódicas 3
Histórico
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Com o aumento do número de elementos, tornou-se necessário 
organizá-los segundo suas propriedades.
Descoberta dos elementos
• Alguns elementos químicos são conhecidos desde a antiguidade, embora o termo
elemento químico não fosse utilizado. i.e.: Au, Ag, Cu, Fe, Pb, Sn, C e S.
• Durante a Idade Média alguns outros elementos foram descobertos,
especialmente por alquimistas. i.e. Zn, Pt, P, As, Sb e Bi.
• A partir do Século XVIII, com o surgimento da Química como ciência e o uso de
metodologia científica, houve um grande aumento na descoberta de novos
elemento. Em 1800 eram cerca de 40 elementos conhecidos, em 1900 este
número quase dobrou (cerca de 80 elementos conhecidos). Atualmente se
conhece cerca de 118 elementos químicos (vários deles artificiais).
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Histórico
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Descoberta dos elementos
• As Tríades de Döbereiner (1829): Johann W. Döbereiner (1780-1849)
estudou elementos com propriedades químicas similares. Ele observou
que Ca, Sr e Ba possuem propriedades similares, e a massa atômica do
Sr é a média das massas do Ca e do Ba. Assim tem a ideia de agrupar
elementos em tríades.
Limitação: Só se aplica a 
alguns elementos.
• O Ordenamento de Dalton: Utilizando seu recém proposto modelo
atômico, Dalton cria uma lista de elementos com base em suas massas
atômicas (mesmo errôneas). Usa a ordem crescente de massa.
Entretanto observa que alguns elementos com massas atômicas
diferentes possuíam propriedades similares (p.ex.: Cl, Br e I).
Histórico
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Descoberta dos elementos
• O Parafuso Telúrico de Chancourtois (1862): o geólogo Alexandre
Chancourtois (1820-1886) propôs um modelo sobre um cilindro, onde
desenhou uma espiral, dividida em 16 partes e dispôs os elementos
sobre a curva por ordem crescente de valor da massa atômica, assim
os elementos que possuíam propriedades semelhantes apareciam uns
sobre os outros.
Limitação: Não funcionava para 
todos os elementos então 
conhecidos.
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Histórico
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Descoberta dos elementos
• A Lei das Oitavas de Newlands (1864): Newlands (1837-1898) propôs
que os elementos químicos fossem colocados em linhas horizontais em
grupos de 7 utilizando a periodicidade das notas musicais como base.
Somente 20 anos depois sua ideia de periodicidade foi reconhecida.
Limitação: Funciona adequadamente 
apenas para 16 dos elementos 
conhecidos na época.
Histórico
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Descoberta dos elementos
• A Tabela Periódica de Mendeleev (1869): Dmitri Ivanovich Mendeleev
(1834-1907) apresenta sua organização dos elementos em ordem
crescente de massa atômica, separando-os em linhas e colunas, de
acordo com suas propriedades comuns.
Foi capaz de prever a existência de elementos até então 
desconhecidos, predizendo suas propriedades. Por isso deixou 
espaços vazios em sua tabela.
Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907);
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Histórico
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Descoberta dos elementos
Propriedade Eka-Silício (E-Si) Germânio (Ge)
Massa Molar 72 g mol-1 72,59 g mol-1
Densidade 5,5 g cm-3 5,32 g cm-3
Ponto de Fusão alto 937 ºC
Aparência Cinza escuro Cinza claro
Óxido (E-Si)O2, branco, anfótero, 
d = 4,7 g cm-3
GeO2, branco, anfótero, 
d = 4,23 g cm-3
Histórico
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Descoberta dos elementos
• Mudanças recentes:
• Foram descobertos/produzidos elementos trans-urânicos (artificiais);
• Tabela foi reconfigurada, colocando a série dos actinídeos abaixo
dos lantanídeos.
• Uso do número atômico: Com a descoberta do elétron (Thomson) e,
posteriormente, do núcleo atômico (Rutherford), surgiu o conceito de
número atômico Z (depois associado ao número de prótons). Observou-
se que as propriedades físicas e químicas dos elementos estavam
associadas ao número de prótons, e não à massa atômica.
• Modelo Atômico Atual: Apesar de ordenar os elementos de acordo
com suas propriedades, somente a partir do modelo atômico atual
(quântico) o porque destas propriedades e deste ordenamento periódico
pôde ser explicado.
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Tabela Periódica Atual
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1
2
3
4
5
6
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Tabela Periódica Atual
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Tabela Periódica Atual
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Metais de 
Transição 
Interna
(Metais de Transição Externa)
Tabela Periódica Atual
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Tabela Periódica Atual
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s1 s2
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
p1 p2 p3 p4 p5 p6
s2
Tabela Periódica Atual
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Propriedades Periódicas
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Carga Nuclear Efetiva
• Como varia Zef dentro de um grupo (coluna) da tabela periódica?
• A distribuição eletrônica e a carga nuclear efetiva estão intimamente
ligadas à periodicidade das propriedades dos elementos químicos.
• Zef para elétron de valência (mais externo) mantem-se aproximadamente
constante dentro de um período.
• S aumenta na mesma proporção que Z.
��� = � − �
Propriedades Periódicas
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Carga Nuclear Efetiva
• Como varia Zef dentro de um período (linha) da tabela periódica?
• A distribuição eletrônica e a carga nuclear efetiva estão intimamente
ligadas à periodicidade das propriedades dos elementos químicos.
• Elétrons são adicionados em orbitais do mesmo nível;
• Zef para elétron de valência (mais externo) aumenta da esquerda para
direita em um período;.
• Z aumenta mais rapidamente do que S.
��� = � − �
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Propriedades Periódicas
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Carga Nuclear Efetiva
��� = � − �
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
120
 Cte Blindagem
 Z efetiva
Número Atômico (Z)
C
te
 B
li
nd
ag
em
 (
S
)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
C
arg
a N
uclear E
fetiva (Z
ef )
Propriedades Periódicas
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Raio Atômico
• Raio atômico: Metade da distância entre
os núcleos de dois átomos vizinhos em
uma substância simples daquele elemento.
• Raio covalente, se não-metal;
• Raio metálico, se metal;
• Raio de Van der Waals, se gás nobre;
• Qual o tamanho (raio) de um átomo?
• Nuvem eletrônica se entende ao infinito;
• Limite do orbital (arbitrariamente definido para dimensões onde um
elétron tem 90% de probabilidade de ser encontrado);
• É preciso uma definição mais prática.
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Número Atômico
R
a
io
 A
tô
m
ic
o
 (
p
m
)
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Raio Atômico
Propriedades Periódicas
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Raio Atômico
• Em um mesmo grupo, quanto maior o n, maior o raio;
• Em um mesmo período, maior Zef, menor o raio;
• Raio cresce de cima para baixo e da direita para esquerda na tabela periódica.
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Propriedades Periódicas
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Raio Iônico
• Raio Iônico: Parte correspondente a um elemento da distancia entre os
centros de um cátione um ânion vizinhos em um composto iônico
• na prática calculados tomando como referencia o valor estabelecido
do ânion O2- como sendo 140 pm;
• Tendência dos raios iónicos:
• Depende da carga nuclear, número de elétrons e orbital dos elétrons
de valência;
• Cátions deixam vago um orbital, sendo, portanto, menores que um
átomo neutro equivalente;
• Ânions tem elétrons a mais em um orbital originalmente vazio, sendo
maiores que seu átomo neutro de origem.
Propriedades Periódicas
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Raio Iônico
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Propriedades Periódicas
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Energia de Ionização (EI)
• Para remover outros elétrons de um mesmo átomo tem-se a segunda
energia de ionização, a terceira e assim por diante.
Energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo 
neutro, isolado e em seu estado fundamental.
(Primeira Energia de Ionização)
�(�) → �(�)
�� + � �
� (1ª ��)
�(�)
�� → �(�)
�� + �(�)
� (2ª ��)
�(�)
�� → �(�)
�� + �(�)
� (3ª ��)
1 ����� � = 6,25 �10�� ��é����− ���� (��)
1��é����− ���� (��) = 1,60 �10�������� �
Propriedades Periódicas
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Energia de Ionização (EI)
• Segue tendência similar à da Zef. Maior Zef, maior EI
�� = −��=
���
� ℎℛ�
��
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Propriedades Periódicas
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Energia de Ionização (EI)
�� = −��=
���
� ℎℛ�
��
Propriedades Periódicas
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Afinidade Eletrônica
• Pode ser positiva (processo endotérmico – absorve energia) ou negativa
(processo exotérmico – libera energia);
Oposto da Energia de Ionização.
Energia (variação de entalpia) do processo em que um elétron é adquirido 
pelo átomo em fase gasosa.
��(�) + �(�)
� → ��(�)
� (∆� < 0)
�(�) + �
� ⟶ �(�)
� ��= � �,� − �(�
�,�)
��(�) + �(�)
� → ��(�)
� (∆� > 0)
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Propriedades Periódicas
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Afinidade Eletrônica (AE)
• Não segue uma periodicidade bem definida.
• Depende da carga do átomo (maior Z, maior AE) e da energia do
orbital vazio de menor energia disponível para a entrada do elétron
(menor Enl, menor AE).
• Segunda afinidade, para a inclusão de um segundo elétron extra, é
geralmente muito mais endotérmica do que a primeira, e assim por
diante (repulsão entre os elétrons).
Propriedades Periódicas
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Eletronegatividade
• Existem diversas definições. De maneira geral, a eletronegatividade de
um átomo, , é definida como uma medida da habilidade de um átomo
em uma molécula de atrair elétrons para si.
• Definição de Pauli: baseada na entalpia (energias) das ligações
químicas em compostos. É a mais usada.
• Definição de Mulliken: baseada na energia de ionização e na afinidade
eletrônica. Não é totalmente precisa, mas é uma boa aproximação.
� =
�� − ��
2
1 ����� � = 6,25 �10�� ��é����− ���� (��)
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Número Atômico (Z)
E
le
tr
o
n
e
g
a
ti
vi
d
a
d
e
Eletronegatividade
� =
�� − ��
2
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Densidade
• Periodicidade mais complexa.
Depende principalmente da
massa atômica e do raio
atômico.
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Ponto de Fusão
• Periodicidade menos óbvia, como a
densidade. Depende da massa atômica e
da distribuição eletrônica.
Cenas da próxima aula...
• Ligações Iônicas
• Conceito de ligação química
• Íons que os elementos formam
• Símbolos de Lewis
• Formação da ligação iônica
• Interação entre íons
• Energia de rede e equação de Born-Landé (ou Born-Meyer)
• Diagrama de Born-Habber
• Ligações Covalentes
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