Tabela periodica e propriedades

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02/09/2014
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Tabela Periódica e Tabela Periódica e 
propriedades periódicaspropriedades periódicas
Prof. Dsc. Ingridy Santos Lopes
Unisuam – 2014.2
O desenvolvimento da tabela O desenvolvimento da tabela 
periódicaperiódica
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O desenvolvimento da tabela O desenvolvimento da tabela 
periódicaperiódica
O desenvolvimento da tabela O desenvolvimento da tabela 
periódicaperiódica
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O desenvolvimento da tabela O desenvolvimento da tabela 
periódicaperiódica
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A tabela periódicaA tabela periódica
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• A tabela periódica é utilizada para organizar os 118
elementos de modo significativo.
• Como consequência dessa organização, existem
propriedades periódicas associadas à tabela periódica.
A tabela periódicaA tabela periódica
• A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC)
considera os grupos numerados de 1 a 18, sem A e B.
• Os elementos que pertencem ao mesmo grupo apresentam
similaridades em suas propriedades físicas e químicas.
• Ex: Metais de cunhagem: cobre, prata e ouro pertencem ao
grupo 1B ou 11. Estes são utilizados para fabricar moedas.
A tabela periódicaA tabela periódica
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• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos.
• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela
periódica (a maioria dos elementos são metais). Todos são
sólidos a temperatura ambiente, com exceção do mercúrio.
• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado
direito da tabela periódica. Estes são encontrados nos 3
estados físicos da matéria.
• Hidrogênio é um não metal.
A tabela periódicaA tabela periódica
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes
especiais.
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de
um grupo:
Grupo 1A: Metais alcalinos
Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos
Grupo 6A: Calcogênios
Grupo 7A: Halogênios
Grupo 8A: Gases nobres
A tabela periódicaA tabela periódica
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Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas 
e a tabela periódicae a tabela periódica
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as
configurações eletrônicas.
• O número do período representa a camada.
• 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 Configurações eletrônicas 
e a tabela periódicae a tabela periódica
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Metais de transição
• Depois de Argônio, os orbitais d começam a ser
preenchidos.
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os
orbitais 4p começam a ser preenchidos.
• Metais de transição: são os elementos nos quais os
elétrons d são os elétrons de valência.
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
• Do Cério em diante, os orbitais 4f começam a ser
preenchidos.
• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são
chamados lantanídeos ou elementos terras raras.
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são
chamados actinídeos.
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na
natureza.
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
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Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada
para o sódio como
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital
da última camada
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2) 
Fe ([Ar] 3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar] 3d5)
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital vazio ou
parcialmente vazio da última camada disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6) 
Configuração EletrônicaConfiguração Eletrônica
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• Quando os metais são oxidados (perdem elétrons), eles
tendem a formar cátions característicos.
• Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
MetaisMetais
• São bons condutores de calor e eletricidade;
• Apresentam ductilidade e maleabilidade;
• Possuem brilho característico;
• Refletem a luz;
• Têm grande tendência a perderem elétrons, transformando-
se em cátions.
MetaisMetais
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Metais Metais 
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado
do que os metais.
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-
metais tendem a ganhar elétrons, transformando-se em
anions;
• São péssimos condutores de calor e eletricidade;
• Não apresentam ductilidade e maleabilidade;
• São opacos, não apresentando brilho. 
NãoNão--metaismetais
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Raio Atômico
• O raio atômico de um elemento é definido com sendo a metade
da distância entre os núcleos de átomos vizinhos.
Tamanho dos átomos e dos íonsTamanho dos átomos e dos íons
Aumento no número de camadas. 
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Tendências nos tamanhos dos íons
• Os cátions perdem elétrons do orbital e são menores do
que os átomos que lhes dão origem (diminui as repulsões
elétrons-elétrons).
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital e são maiores do
que os átomos que lhes dão origem.
Tamanho dos átomos e dos íonsTamanho dos átomos e dos íons
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Tendências dos tamanhos dos íons
• 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, os íons tornam-se menores :
O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
Tamanho dos átomos e dos íonsTamanho dos átomos e dos íons
Carga Nuclear
Raio atômico
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de
energia necessária para remover um 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 ionizaçãoEnergia de ionização
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Energia de ionizaçãoEnergia 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 ionizaçãoEnergia de ionização
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Tendências periódicas nas primeiras energias de 
ionização
• Elementos com baixa energia de ionização devem formar
cátions facilmente de devem conduzir eletricidade no estado
sólido.
• Elementos com energias de ionização altas não devem
formar cátions facilmente ou conduzir eletricidade.
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
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• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um
átomo gasoso ganha um elétron para formar um ânion
gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g) ∆E = - 349 KJ/mol (energia liberada)
• Quanto maior a atração entre determinado átomo e um
elétron adicionado, mais negativa será a afinidade eletrônica
do átomo.
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
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• Uma afinidade eletrônica negativa significa que o ânion é
estável.
• Uma afinidade eletrônica positiva significa que o ânion não
será formado prontamente.
• Em geral, as afinidades eletrônicastornam-se mais
negativas à medida que vamos da esquerda para a direta na
tabela periódica.
• Os halogênios tem as afinidades eletrônicas mais negativas.
• As afinidades eletrônicas dos gases nobres são todas
positivas porque o elétron adicionado ocuparia um novo
subnivel de energia mais alta.
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
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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-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás
hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)
Tendências dos grupo Tendências dos grupo 
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.
Tendências do grupo Tendências do grupo 
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Grupo 1A: os metais alcalinos
Tendências do grupo Tendências do grupo 
O teste de chama para metais alcalinos: Li (vermelho carmesim), Na (amarelo) 
e K (lilás)
Grupo 1A: os metais alcalinos
Tendências do grupo Tendências do grupo 
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Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais
densos do que os metais alcalinos.
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
• O Be não reage com água. 
• O Mg reagirá apenas com o vapor de água.
• Do Ca em diante:
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Tendências do grupo Tendências do grupo 
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
Tendências do grupo Tendências do grupo 
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Hidrogênio
• O hidrogênio é um elemento singular.
• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico
incolor, H2.
• Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon
hidreto, H−−−−, como perder seu elétron para formar H+.
• O H+ é um próton.
• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
Tendências do grupo Tendências do grupo 
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3).
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação
potente, uma vez que, o íon O2- tem uma configuração de
gás nobre.
Tendências do grupo Tendências do grupo 
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Grupo 6A: o grupo do oxigênio
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por
exemplo, H2O) e 1
- (por exemplo, H2O2).
• O enxofre é outro importante membro desse grupo.
• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
Tendências do grupo Tendências do grupo 
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
Tendências do grupoTendências do grupo
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Grupo 7A: os halogênios
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um
elétron para formar um ânion:
X2 + 2e
- → 2X-.
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se
conhece:
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas
(X2).
• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são
ácidos fortes, com exceção do HF.
Tendências do grupoTendências do grupo
Grupo 7A: os halogênios
Tendências do grupo Tendências do grupo 
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Grupo 8A: os gases nobres
• Todos esses são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis
s e p completamente preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi
preparado: XeF2, XeF4 e XeF6.
• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres
conhecidos são o KrF2 e o HArF.
Tendências do grupo Tendências do grupo 
Grupo 8A: os gases nobres
Tendências do grupo Tendências do grupo