SLIDES PROPRIEDADES PERIÓDICAS

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ATIVIDADE ACADÊMICA: QUÍMICA GERAL 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
PROF.: Gabriel Meneghetti Faé Gomes 
 
A TABELA PERIÓDICA 
A distribuição eletrônica dos elementos, como já visto, temos um indicativo dos possíveis 
comportamentos dos átomos. A partir da distribuição eletrônica, podemos, também, agrupar 
os elementos em grupos na formação da Tabela Periódica de acordo com as suas 
características. 
 
Foi exatamente esta a ideia por trás do desenvolvimento da Tabela Periódica por Dimitri 
Mendeleev: registro das propriedades dos elementos conhecidos, agrupamento de acordo 
com semelhanças nas propriedades e organização via aumento do número atômico. 
 
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA 
A Tabela Periódica está estruturada de maneira que os elementos com o mesmo padrão de 
configuração eletrônica de níveis mais externos (valência) estejam distribuídos em colunas. A 
figura abaixo mostra um diagrama de bloco da Tabela Periódica de acordo com o último 
subnível preenchido ou parcialmente preenchido. 
 
 
 
Sendo assim, observa-se que a Tabela Periódica pode ser um guia para a ordem na qual os 
orbitais são preenchidos! 
 
GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA 
Os elementos são arranjados de modo que aqueles com propriedades químicas e físicas 
similares encontram-se em colunas verticais chamadas grupos ou famílias. 
 
As fileiras horizontais são chamadas de períodos e correspondem ao número de níveis 
energéticos que os elementos possuem de acordo com a sua distribuição eletrônica. 
 
 
 
 
Além disso, há diferentes regiões que correspondem aos metais, não metais e metaloides. 
Metais: são sólidos, com exceção do mercúrio, conduzem eletricidade, são dúcteis e maleáveis 
e podem formar ligas. 
Não metais: alguns são sólidos, como C, S, P e I, quatro são gases, como O, N, F e Cl e um é 
líquido, Br. Não conduzem eletricidade, com exceção do grafite (C). 
Metaloides (ou semimetais): apresentam propriedades que dificultam a sua classificação 
como metais ou não metais. 
 
Quanto aos metais, ainda podemos considerar alguns grupos: 
Metais alcalinos (Grupo 1): são todos metais reativos e, em razão de sua reatividade, são 
encontrados na natureza combinados em compostos, nunca como substâncias simples. Sendo 
“X” o número da camada de valência, sua distribuição eletrônica termina com Xs1 e perdem 1e- 
para adquirir a estabilidade eletrônica. 
Metais alcalinos terrosos (Grupo 2): também são metais que ocorrem naturalmente em 
compostos. A exceção do Be, reagem com a água para formar soluções alcalinas. Sendo “X” o 
número da camada de valência, sua distribuição eletrônica termina com Xs2 e perdem 2e- para 
adquirir a estabilidade eletrônica. 
Metais de transição (Grupo 3 ao 12): praticamente todos os metais de transição possuem 
aplicações comerciais importantes. Possuem, normalmente, mais de um comportamento 
quanto a perda de e-. Na sua distribuição eletrônica, apesar de possuirem um subnível “s” na 
última camada, um subnível “d” em uma camada anterior é o de maior energia associada. 
 
Nos não metais, ressalta-se o grupo dos halogênios (Grupo 17), grupo inteiramente composto 
por não metais. Os elementos deste grupo, como substâncias puras, existem na forma de 
moléculas diatômicas: F2, Cl2 e Br2 e I2 quando na forma de gases ou vapores. Todos os 
elementos deste grupo combinam-se violentamente com os metais alcalinos para formar sais 
(NaCl, NaI, LiF). Além disso, os halogênios reagem com facilidade com a maioria dos outros 
grupos. Sendo “X” o número da camada de valência, sua distribuição eletrônica termina com 
Xs2Xp5 e recebem ou compartilham 1e- para adquirir a estabilidade eletrônica. 
 
Ainda temos os gases nobres, localizados na coluna da extrema direita da tabela periódica, 
que são os elementos de menor reatividade e possuem estabilidade eletrônica, isto é, 8e- na 
camada de valência a partir da sua distribuição eletrônica. Sendo “X” o número da camada de 
valência, sua distribuição eletrônica termina com Xs2Xp6. 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Carga Nuclear Efetiva (Zeq) 
A Lei de Coulomb de atração indica que a força de atração entre duas cargas elétrica, (+) e (-), 
núcleo (+) e elétrons (-), depende da magnitude da carga líquida agindo no elétron e da 
distância média entre o elétron e o núcleo. A força de atração do elétron da camada de 
valência aumenta na mesma proporção que a carga nuclear efetiva e diminui à medida que o 
elétron se afasta do núcleo. 
 
Mas então o que vem a ser a carga nuclear efetiva? 
 
Temos um número de prótons “Z” (ou número atômico) localizados no núcleo e que 
proporcionam uma carga positiva agindo sobre os elétrons distribuídos nos orbitais e os 
atraindo. 
 
Temos os elétrons de valência, localizados na última camada incompleta. Localizado entre o 
núcleo e os elétrons de valência, há os elétrons nas camadas completas, ”S”, que agem como 
uma blindagem eletrônica entre a camada de valência e o núcleo. 
 
A carga nuclear efetiva será, então, o número de prótons no núcleo subtraído pelo número de 
elétrons da blindagem eletrônica: 
Zeq = Z – S 
 
Esta propriedade expressa a carga líquida, ou atração, que o núcleo positivo tem sobre a 
última camada negativa. Quanto maior o valor da carga nuclear efetiva, maior será a atração 
dos elétrons mais externos, da camada de valência, em relação ao núcleo. 
 
A figura a seguir mostra estes conceitos para o átomo de Mg, onde Zeq = 2, sendo a blindagem 
eletrônica, S, igual a 10. 
 
 
 
 
Raio atômico 
O raio atômico pode ser considerado uma medida do tamanho do átomo. Para tanto, o raio 
atômico pode ser definido como a distância média do e- mais externo ao núcleo. 
 
Dentro de um grupo, o raio atômico aumenta com Z, isto é, de acordo com o aumento do 
número de camadas eletrônicas do átomo. 
 
Dentro de um período, sabendo que os elementos possuem o mesmo número de camadas, da 
esquerda para a direita, há um aumento do número de prótons no núcleo, fazendo com que e- 
sejam mais fortemente atraídos, acarretando em uma diminuição do raio atômico. 
 
A propriedade periódica carga nuclear efetiva ajudará a explicar a relação e- da camada de 
valência-núcleo do átomo. 
 
 
 
Energia de Ionização 
A energia de ionização é a energia necessária para remover um e- de um átomo na fase gasosa: 
Átomo no estado fundamental → Átomo+ + 1e
-, ou 
Na → Na+ + 1e-, ou 
Primeira energia de ionização: Mg → Mg+ + 1e- 
Segunda energia de ionização: Mg → Mg2+ + 1e- 
 
Isto ocorre, pois, para separar 1e- de um átomo, deve-se fornecer energia para superar a 
atração da carga nuclear. Normalmente, para as primeiras energias de ionização, os valores 
aumentam ao longo de um período e diminuem grupo abaixo. 
 
A figura a seguir mostra as energias de ionização para e- de átomos do terceiro período. 
Observe como os valores aumentam quando se ultrapassa a retirada de e- da camada de 
valência. 
 
 
 
 
 
 
Afinidade eletrônica 
Alguns átomos têm afinidade, ou atração, por elétrons e podem adquirir um ou mais elétrons 
para formar um íon negativo: 
F + 1e- → F- 
Sendo assim, a afinidade eletrônica é definida como a energia de um processo em que um 
elétron é adquirido pelo átomo na fase gasosa: 
 
 
 
Quanto maior a afinidade eletrônica de um átomo, mais negativa é a energia relacionada à 
atração de 1e-. Isto ocorre pois a tendência dos átomos é comportarem-se de maneira a ficar 
com a menor energia associada ao seu estado final e os valores de afinidade eletrônica e 
energia de ionização tendem a ser inversamente proporcionais 
 
EXERCÍCIOS – PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
1) Qual sofrerá a maior carga nuclear efetiva, os elétrons do nível n = 3 do Ar ou os 
elétrons do nível n = 3 do Kr? Explique 
 
2) Como base em suas posições na tabela periódica, determine qual átomo dos seguintes 
pares terá a maiorprimeira energia de ionização: 
(a) O, Ne; (b) Mg, Sr; (c) K, Cr; (d) Br, Sb; (e) Ga, Ge 
 
3) Os halogênios, Grupo 7A ou 17 da Tabela Periódica, são por demais reativos para serem 
encontrados como elementos livres na natureza. A principal fonte de flúor é a fluorita, CaF2, 
um minério insolúvel em água. Cloro está presente como NaCl, KCl, e MgCl2. 
a. Qual são as propriedades periódicas destes elementos que determinam que os 
mesmos nunca sejam encontrados livres na natureza. 
 
b. Para a obtenção dos halogênios, devem ser removidos os íons halogenetos para 
formar moléculas líquidas ou gasosas: 
2Cl- →Cl2(g) + 2e
— 
2F- →F2(g) + 2e
— 
2I- →I2(l) + 2e
— 
2Br- →Br2(l) + 2e
— 
Ordene, em ordem crescente, a dificuldade de realização deste processo de obtenção dos 
halogênios puros, líquidos ou gasosos, e justifique. 
4) Enquanto a afinidade eletrônica do Br é uma grandeza negativa, ela é positiva para o 
Kr. Use as configurações eletrônicas dos dois elementos para explicar a diferença. 
 
5) Responda às seguintes questões dos elementos A e B a partir das suas configurações 
eletrônicas: 
A: [Kr]5s1 
B: [Ar]3d104s24p4 
a. O elemento A é um metal, semi-metal ou não metal? Por quê? 
b. Qual elemento tem a maior primeira energia de ionização? 
c. Qual elemento possui a menor afinidade eletrônica? 
d. Qual elemento possui o maior raio atômico? 
 
6) Dada a tabela abaixo: 
Elemento Configuração 1ª En. de Ionização 
(kJ/mol) 
A 1s22s22p63s23p64s1 418,8 
B 1s22s22p63s23p1 577,5 
C 1s22s2 899,5 
D 1s22s22p63s23p64s2 650,3 
E 1s22s22p4 1.313,9 
F 1s22s22p63s23p5 1.251,2 
Classifique os itens abaixo como verdadeiros ou falsos e explique via configuração eletrônica 
ou energia de ionização. 
a. A, C e D são não metais; 
b. Os altos valores da 1ª Energia de Ionização de E e F são típicos de elementos não 
metálicos; 
c. O elemento A tende a tornar-se ânion e o elemento F tende a tornar-se cátion. 
d. A e D são elementos de transição.