aula 10 - propriedades periodicas

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Propriedades 
Atômicas e Tendências 
Periódicas 
Pode ser definido como a distância entre os átomos em 
uma amostra do elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
Raio covalente  metade da distância de ligação entre 
dois átomos idênticos. 
Tamanho Atômico 
Cl – Cl (Cl2): 198 pm 
Raio covalente: 198/2 = 99 pm 
C-C no diamante 154 pm 
Raio covalente: 77 pm 
Aumentam grupo abaixo na Tabela Periódica e diminuem ao 
longo de um período. 
 
i) Ao longo de um grupo, o valor de n aumenta, ou seja, os elétrons 
vão estar mais distantes do núcleo e o raio atômico será maior. 
 
 
 
 
ii) Ao longo de um período, n é o mesmo, no entanto o aumento da 
carga nuclear efetiva (Z*), faz com que a atração entre o núcleo 
e os elétrons aumente e o raio atômico diminua. 
Tamanho Atômico nos 
Elementos do Grupo Principal 
Inicialmente, os raios atômicos diminuem ao longo de um 
período. No meio da série os raios permanecem 
praticamente inalterados. No fim da série observa-se um 
pequeno aumento. 
 
i) Inicialmente o aumento de Z* leva a uma diminuição dos 
raios atômicos. 
ii) No fim da série, quando a subcamada d está preenchida, 
a repulsão elétron-elétron faz com que os raios 
aumentem, cancelando o efeito de Z*. 
Tamanho Atômico nos Metais 
de Transição 
Ânions: sempre maiores do que seus átomos de origem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
O flúor (Z=9) têm 9 prótons e nove elétrons. No íon F-, a 
carga nuclear continua sendo 9, mas agora há 10 elétrons. 
Tamanho dos Íons: Ânions 
Cátions: sempre menores do que seus átomos de origem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
O lítio (Z=3) têm três prótons e três elétrons. No íon Li+, os 
três prótons atraem apenas dois elétrons, provocando uma 
contração. 
Tamanho dos Íons: Cátions 
 
 
A tendência periódica no tamanho de íons de mesma 
carga é a mesma verificada para os átomos neutros: 
 
Os íons aumentam de tamanho grupo abaixo na Tabela 
Periódica e diminuem ao longo de um período. 
Tamanho dos Íons: Tendência 
Periódica 
Tendência nos Raios 
Atômicos 
Zef 
São aqueles que possuem o mesmo número de elétrons e 
número de prótons diferente. 
 
 
 
 
Em uma série de íons isoeletrônicos, à medida que Z 
aumenta, o equilíbrio entre a atração elétron-próton e a 
repulsão elétron-elétron desloca-se a favor da atração e os 
raios diminuem. 
Íons Isoeletrônicos 
Íon O2- F- Na+ Mg2+ 
Número de elétrons 10 10 10 10 
Numero de prótons 8 9 11 12 
Raio iônico (pm) 140 133 98 79 
É a energia necessária para remover um elétron de um 
átomo na fase gasosa. 
 
Para “arrancar” um elétron de um átomo, deve-se fornecer 
energia (processo endotérmico) para superar a atração da 
carga nuclear. 
 
Energia de ionização  equilíbrio entre a atração núcleo-
elétron (que depende de Z*) e a repulsão elétron-
elétron. 
 
 
Energia de Ionização 
A remoção de elétrons das camadas internas requer muito 
mais energia do que a remoção de um elétron de valência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ao perder dois elétrons o Be adquire configuração de gás nobre. 
Para remover o terceiro elétron do Be necessita-se uma quantidade 
enorme de energia. 
Energia de Ionização 
Be (Z=4) 
Be(g)  Be+(g) + e-, 1ª EI = 900 kJ mol-1 
1s22s2 1s22s1 
 
Be+(g)  Be2+(g) + e-, 2ª EI = 1.757 kJ mol-1 
1s22s1 1s2 
 
Be2+(g)  Be3+(g) + e-, 3ª EI = 14.849 kJ mol-1 
1s2 1s1 
Energia de ionização de alguns 
elementos (0 K) 
Com exceção do H, os átomos, 
apresentam uma série de 
energias de ionização. 
Para elementos do grupo principal, as primeiras energias 
de ionização aumentam ao longo de um período e 
diminuem grupo abaixo. 
 
Ao longo de um período Zef aumenta e, portanto, a energia 
necessária para remover um elétron também aumenta. 
 
Ao longo de um grupo, Zef é praticamente o mesmo e o elétron 
removido está cada vez mais longe do núcleo, reduzindo assim a 
força atrativa núcleo-elétron e diminuindo a primeira energia de 
ionização 
Exceções: remoção do primeiro e do quarto elétron p. 
1ª Energia de Ionização: 
Tendência Periódica 
Fatores que alteram a energia de ionização 
 
 
Carga nuclear 
Efeito de Blindagem 
Distância média onde se encontra o elétron 
Subnível 
catalog.flatworldknowledge.com 
1ª Energia de Ionização: 
Tendência Periódica 
A Afinidade Eletrônica (AE) é a energia de um 
processo em que um elétron é adquirido pelo átomo na 
fase gasosa. 
 
 
Quanto maior for a afinidade de um átomo por elétrons 
mais negativo será o valor da afinidade eletrônica. 
 
Afinidade Eletrônica 
Z Elemento AE, KJ mol -1 
1 H -73 
2 He 0 
3 Li -60 
4 Be 0 
5 B -27 
6 C -122 
7 N 7 
8 
O  O- -141 
O-  O2- 798 
9 F -328 
10 Ne 0 
11 Na -53 
12 Mg 0 
13 Al -44 
14 Si -134 
15 P -72 
16 
S  S- -200 
 S-  S2- 640 
17 Cl -349 
18 Ar 0 
Z Elemento AE, KJ mol -1 
19 K -48,36 
20 Ca -2 
31 Ga -30 
32 Ge -115 
33 As -77 
34 Se -195 
35 Br -325 
36 Kr 0 
37 Rb -47 
38 Sr -5 
49 In -30 
50 Sn -120 
51 Sb -100 
52 Te -190 
53 I -295 
54 Xe 0 
Afinidade Eletrônica dos Elementos do 
Grupo Principal, a 0 K 
Valores aproximados 
Afinidade Eletrônica: Tendência 
Periódica 
 As tendências periódicas na afinidade eletrônica estão 
relacionadas às tendências observadas na energia de 
ionização. 
 
Ao longo de um período, o aumento de Z* torna mais 
difícil a ionização de um átomo e 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. 
 
Tendência na Afinidade 
Eletrônica 
O Be não tem nenhuma afinidade por elétrons. Sua 
configuração eletrônica é 1s22s2. 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 1s22s22p3. Portanto 
o elétron adicionado teria de ocupar o orbital 2p que está 
semi-preenchido e as repulsões elétron-elétron seriam muito 
significativas. 
 
Os gases nobres não possuem nenhuma afinidade por 
elétrons porque qualquer elétron adicional deve ocupar uma 
camada quântica mais elevada. 
Afinidade Eletrônica:Tendência 
Periódica 
A afinidade do átomo de F por um elétron é mais baixa do 
que a do átomo de Cl porque as repulsões elétron-elétron 
são maiores no F que tem um raio menor. 
 
Nenhum átomo apresenta uma afinidade eletrônica 
negativa para um segundo elétron, devido as fortes 
repulsões. No entanto, anion duplamente carregados 
podem ser estabilizados por meio da atração eletrostática a 
íons positivos vizinhos. 
 
Afinidade Eletrônica:Tendência 
Periódica 
Tabela Periódica 
 
 
http://www.webelements.com/periodicity 
Questão 1 
O cloreto de tionila, SOCl2, é um importante agente de coloração e um importante 
agente oxidande em química orgânica. Ele é preparado industrialmente através de 
transferência de um átomo de oxigênio de SO3 para SCl2. 
 
 
SO3(g) + SCl2(g) → SO2(g) + SOCl2(g) 
 
 
a) Dê a configuração eletrônica de um átomo de enxofre usando a notação de 
orbitais em caixa e a notação do gás nobre. 
b) O enxofre é paramagnético? Justifique. 
c) Quantos elétrons de valência possuio átomo de enxofre? 
d) Qual dos elementos envolvidos nesta reação (S, O, Cl) deve ter a menor energia 
de ionização? E o menor raio? Justifique. 
e) O íon sulfeto, S2-, é maior ou menor que o átomo de enxofre? Justifique? 
Questão 2 
Na tabela abaixo estão representados os valores da carga nuclear efetiva (Zef) sobre os 
elétrons mais externos de alguns elementos do terceiro período, assim como os 
valores da primeira energia de ionização correspondente. 
 
Elemento Zef Energia de Ionização / kJ mol-1 
Al 3,50 577,6 
Si 4,15 786,5 
P 4,80 1011,8 
S 5,45 999,6 
Cl 6,10 1251,1 
 
a) Observa-se que, embora a carga nuclear efetiva do enxofre seja maior que a do 
fósforo, sua energia de ionização é menor. Explique. 
b) Qual dos elementos apresentado na tabela apresentará o maior raio atômico? 
Justifique sua resposta. 
c) Qual dos elementos apresentado na tabela apresentará a afinidade eletrônica 
mais negativa? Justifique sua resposta. 
d) Dê a configuração eletrônica de um átomo de alumínio usando a notação de 
orbitais em caixa e a notação do gás nobre. 
e) O alumínio é paramagnético? E o íon Al3+? Justifique.