Aula 02 Tabela Periodica Completa GQA

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Aula 02 - Tabela Periódica 
Tabela Periódica Moderna 
 
 
 As posições dos elementos na Tabela Periódica são 
fornecidas pelas suas distribuições eletrônicas, 
baseadas na camada de valência. 
 
 
 A periodicidade nas propriedades dos átomos é 
representada se os elementos químicos estão em 
ordem CRESCENTE de Número Atômico (Z). 
 
 
Tabela Periódica de Moderna 
 
 
 
 
Número atômico (Z) 
Símbolo e nome 
Massa atômica 
 Configuração eletrônica x localização do elemento na TP 
 Átomos no estado fundamental  princípio de Aufbau 
 
Exemplos 
 Na (Z=11) Ru (Z=44) 
 
 
 
 
 
 
Os períodos são numerados de acordo com o 
número quântico principal (n) da camada de 
valência. 
 
Os grupos (família) são numerados de acordo 
com número de elétrons na camada de 
valência que o elemento pertence. 
 *n° arábicos 
 *n° romanos (-10 p) 
 
1 s1 
Camada ou nível 
 eletrônico (n) 
Subcamada ou subnível (ℓ ) 
Formato do orbital 
 
Elétrons de valência 
 
 Camada de valência 
 
 É a camada mais externa que acomoda os 
elétrons (elétrons de valência). 
 
 Exemplos: 
S (Z=16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
3s2 3p4 = 6 elétrons na camada de valência (6A) 
 
 
Br (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p5 
 
4s2 4p5 = 7 elétrons na camada de valência (7A) 
 
 
 
 
 
 
 
Elementos representativos 
 
 
Bloco s  configuração eletrônica de 
valência geral nsx 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Elementos representativos 
 
 
Bloco p  configuração eletrônica de 
valência geral ns2 npx 
 
 
 
Elementos transição externa 
 
Bloco d  configuração eletrônica de 
valência geral ns2 (n-1)dx 
 
 
 
 
 
 
 
 
Elementos transição interna 
 
Bloco f  configuração eletrônica de valência 
geral ns2 (n-2)fx 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atividades!!! 
1) Fazer a distribuição eletrônica, encontrar a 
família, período e subnível mais energético: 
 
 
K (Z=19) 
Cl (Z=17) 
Cr (Z=24) 
Nd (Z=60) 
 
 
 
 
 
 
Propriedades Periódicas 
 
 
Raio Atômico 
 
Energia de ionização 
 
Afinidade eletronica 
 
Eletronegatividade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Raio Atômico 
 Raio ligante ou raio covalente Permite estimar os 
comprimentos de ligação entre diferentes elementos em 
moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Raio não-ligante ou raio de Van der Waals  Permite 
determinar o tamanho do átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 No GRUPO/FAMÍLIA  aumenta de cima para baixo porque há um 
aumento do n° de camadas ocupadas por elétrons. 
 
 
 No PERÍODO  aumenta da direita para a esquerda, porque, para 
um mesmo n° de camadas, os elementos à esquerda possuem um 
Z menor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Energia de Ionização (EI) 
 
 EI 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 
 
Ex.: Ligações Iônicas 
 
 
 
 
 . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Variações nas EI sucessivas 
 
Primeira energia de ionização EI1, é a energia 
necessária para remover um elétron de um átomo 
neutro na fase gasosa: 
 
 Cu (g)  Cu+ (g) + e- (g) IE1 = 7,73 eV
 
 
 Segunda energia de ionização EI2, é a energia 
necessária para remover um elétron de um cátion na 
fase gasosa: 
 Cu+ (g)  Cu2+ (g) + e- (g) IE2 = 20,29 eV 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Quanto maior a EI, mais difícil a remoção do elétron 
Tendência Periódica da EI 
 
 No grupo  EI aumenta de baixo para cima. 
 No período  EI aumenta da esquerda para a 
direita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Afinidade eletrônica (AE) 
 
 
 Variação de energia quando um elétron é 
ADICIONADO a um átomo gasoso. 
 
 
 Cl (g) + e
-  Cl-(g) 
 Energia liberada = Eae -349 kJ.mol
-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Afinidade eletrônica 
 
 Quanto maior a atração entre determinado átomo e 
um elétron adicionado, mais negativa será EA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletronegatividade 
 
 É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons 
para perto do núcleo, em comparação a outro átomo. 
 O núcleo vai atrair os elétrons de valência uma vez que as 
camadas internas estão completas; 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Energia de ionização: mede quão fortemente um 
átomo segura seus elétrons. 
 
 Afinidade eletrônica: é uma medida de quão 
facilmente um átomo atrai elétrons adicionais. 
 
 
ÁTOMO  AE muito NEGATIVA 
 ELEVADA EI 
 
 
 ALTAMENTE ELETRONEGATIVO 
 
Ex.: Flúor (F)  AE 
 Eletronegatividade 
 EI 
 
 
4,0 
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos 
é uma medida da polaridade de ligação! 
 
 
 Diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em: 
 F2  F - F  4,0 - 4,0 = 0  Ligações Covalente Apolares 
 
 
 Diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em: 
 HF  H - F  4,0 - 2,1 = 1,9  Ligações Covalente Polares 
 
 Diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em: 
 LiF  Li - F  4,0 - 1,0 = 3,0  Ligações Iônicas 
 
 
 
 
F2  4,0 - 4,0 = 0 HF  4,0 - 2,1 = 1,9 LiF  4,0 - 1,0 = 3,0 
Ligação Covalente Apolar Ligação Covalente Polar Ligação Iônica 
Praticar!! 
Coloque as ligações abaixo em ordem 
crescente de polaridade: 
S – Br 
S - Cl 
Se – Cl 
Se – Br 
Eletronegatividades dos átomos: Se (2,4) Cl (3,0) Br 
(2,8) S (2,5) 
 
 
 
 
 
 
 
Atividades!!! 
1) Arranje cada um dos seguintes pares de elementos e 
íons na ordem crescente de energia de ionização. 
Explique detalhadamente sua escolha. 
a) C, O e Li 
b) N, Sb e As 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Que elemento em cada um dos pares tem maior 
afinidade eletrônica. Explique detalhadamente sua 
escolha. 
a) Be e O 
b) Br e Ge 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atividades!!! 
3) Compare os três elementos Li, N e F 
Coloque-os em ordem crescente de: 
a) Raio atômico 
b) Energia de ionização 
c) Qual elemento você espera que apresente o valor mais 
negativo de afinidade eletrônica.