carlameireles-Tabela Periódica e propriedades periódicas dos elementos 2013 02

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Química Geral I
2013/02
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� Século XIX – Organização dos elementos de 
acordo com suas propriedades
� 1817 – Dobereiner – massa do Sr é a média 
do Ca e Ba – Tríades (Ca-Sr-Ba , Cl-Br-I)
� Série de Dobereiner foi expandida
� Elementos foram colocados em ordem de 
massa atômica (elétrons ainda não tinham 
sido identificados)
� Mendeleyeev, Meyer – Tabela 17 colunas, 
previsão de novos elementos
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• Faltaram alguns elementos nesse
esquema. 
Exemplo: em 1871, Mendeleev 
observou que a posição mais
adequada para o As seria abaixo
do P, e não do Si, o que deixou
um elemento faltando abaixo do 
Si. Ele previu um número de 
propriedades para este elemento. 
Em 1886 o Ge foi descoberto. 
As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão de 
Mendeleev.
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� Moseley – ordem de número atômico
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� Linhas – Períodos (1-7)
� Número do período corresponde à quantidade de 
níveis eletrônicos dos elementos
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� Colunas- Grupos ou famílias ( 1-18)
� Átomos no mesmo grupo tem mesmo nº de elétrons na
camada de valência
�
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Elementos representativo tem elétron mais energético no subnível s ou p.
Elétrons da camada de valência identificam a família do elemento.
Propriedades periódicas
Características dos elementos que se repetem
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• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron
em um átomo polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo
devido ao efeito dos elétrons internos.
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos
pelos elétrons que os protegem da carga nuclear. 
• Exemplo : Na e Cl
Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva
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• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do 
núcleo e do número de elétrons mais internos.
• Passando de elemento em elemento em um período, Zef aumenta
• Descendo em uma família, Zef varia menos do que ao longo do 
período.
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• Para o Sódio (Na) - elétron de valência é atraído por 11 prótons e 
repelido por 10.
• No Cloro (Cl) – 1 elétron de valência é atraído por 17 protons e 
repelido por 10.
• Na Cl
• Efeito de blindagem
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• Considerando uma molécula
diatômica simples (H2)
• A distância entre os dois núcleos é
denominada distância de ligação.
• Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade
da distância de ligação é
denominada raio covalente do 
átomo.
Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos áááááááátomos e tomos e tomos e tomos e tomos e tomos e tomos e tomos e ííííííííonsonsonsonsonsonsonsons
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• Quando o número quântico principal (n) aumenta, o tamanho do 
orbital aumenta.
• Considere os orbitais s.
• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando
n aumenta.
• 1s 2s 3s
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Tendências periódicas
nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as 
propriedades dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
• Ao descer em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se 
menores.
Existem dois fatores responsáveis:
1) Número quântico principal, n, e
2) A carga nuclear efetiva, Zef.
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� Voltando ao SVoltando ao SVoltando ao SVoltando ao Sóóóódio e Cloro (mesmo perdio e Cloro (mesmo perdio e Cloro (mesmo perdio e Cloro (mesmo perííííodo)odo)odo)odo)
� A carga nuclear efetiva do sódio é menor que 
a do cloro
� Sódio é maior que o cloro
� Considerando Cloro e FlConsiderando Cloro e FlConsiderando Cloro e FlConsiderando Cloro e Flúúúúor (mesmo grupo)or (mesmo grupo)or (mesmo grupo)or (mesmo grupo)
� O cloro tem 3 camadas eletrônicas e o fluor
tem duas
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• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descendo
em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo
aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
• Ao longo de um período , o número de elétrons mais internos
mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta, 
aumentando a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. 
Essa atração faz com que o raio atômico diminua.
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• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto
iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de 
elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
• Os cátions são menores do que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions são maiores do que os átomos que lhe dão origem.
Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos Tamanho dos ííííííííonsonsonsonsonsonsonsons
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• 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+
� Exemplo:
1- Ordene os átomos e íons a seguir, em 
ordem crescente de tamanho: Mg+2, Ca+2 e 
Ca.
R: Mg+2 > Ca+2 > Ca
2- Qual,dentre os seguintes átomos e íons, é o 
maior: S2-, S ou O2-
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• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) + energia→ Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g) + energia→ Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se 
remover o elétron.
Energia de ionizaEnergia de ionizaEnergia de ionizaEnergia de ionizaEnergia de ionizaEnergia de ionizaEnergia de ionizaEnergia de ionizaççççççççãoãoãoãoãoãoãoão
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Variações nas energias de 
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um 
elétron mais interno é removido.
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• A energia de ionização diminui à medida que se desce em um 
grupo. 
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente
removido ao descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um 
elétron do orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica
mais difícil remover um elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a 
remoção do quarto elétron p.
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Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com 
o maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) 
• Ânions: os elétrons são adicionados a um orbital vazio ou
parcialmente preenchido com o mais baixo valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6) 
� Exemplo:
1- Ordene os seguintes átomos em ordem 
crescente de primeira energia de ionização: 
Ne, Na, P, Ar, K.
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K<Na<P<Ar<Ne
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• A afinidade eletrônica mede a facilidade com que um átomo ganha
um elétron
• Alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron
para formar um íon gasoso: 
Cl(g) + e-→ Cl-(g)
• Quanto maior a atração entre determinado átomo e um elétron
adicionado, mais negativa será a afinidade eletrônica (libera
energia)
Afinidade EletrônicaAfinidade EletrônicaAfinidade EletrônicaAfinidade EletrônicaAfinidade EletrônicaAfinidade EletrônicaAfinidade EletrônicaAfinidade Eletrônica
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� Afinidade Eletrônica torna-se mais negativa em direção aos 
halogênios
� Ao ganhar um elétron, os halogêneos chegam a 
configuração de gás nobre
� Gases nobres – Afinidade Eletrônica é positiva pois adição 
de elétron em subnível de mais alta energia é desfavorável.
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Cloro : [Ne] 3s² 3p5
Bromo : [Ar] 3d10 4s² 4p5
Críptonio : [Ar] 3d10 4s² 4p6
� Be e Mg também deveriam adicionar 
elétrons em subníveis mais energéticos
� Grupo 5 – subníveis p preenchidos pela 
metade – repulsões elétron-elétron maiores
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Berílio : 1s²2s²
Magnésio : [Ne] 3s²
Nitrogênio : 1s² 2s² 2p3
� F tem menor AE que Cl – fluor é pequeno, 
repulsão entre elétrons é grande
� No geral, AE, tem valor menos negativo ao 
longo do grupo – camada de valência está
mais distante do núcleo, blindagem da 
camada interna é mais efetiva na 
compensação do aumento da carga nuclear.
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� Exemplo: Compare os elementos C, O e Si.
a) Coloque-os em ordem crescente de raio atômico
a) Qual deles tem maior energia de ionização?
b) Qual deles tem maior afinidade eletrônica?
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O<C<Si
O
O
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Metais, não metais e metalMetais, não metais e metalMetais, não metais e metalMetais, não metais e metalMetais, não metais e metalMetais, não metais e metalMetais, não metais e metalMetais, não metais e metalóóóóóóóóidesidesidesidesidesidesidesides
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• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais: 
brilhante , maleável (pode ser transformado em folha fina), dúctil
(pode sertransformado em fios), conduzem calor, eletricidade
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo e 
diminui ao longo do período
• Os metais têm energias de ionização baixas, formam ions positivos
com relativa facilidade (oxidação)
• Todos metais do grupo 1 formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2 formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
• Todos os metais são sólidos, exceto o mercúrio
.
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Não-metais
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que
os metais.
• Não são brilhantes, não conduzem calor ou eletricidade
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais
tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
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Metalóides (nomenclatura em desuso por
recomendação da IUPAC)
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os
não-metais.
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
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Grupo 1: Metais Alcalinos
• Todos os metais alcalinos são sólidos metálicos maleáveis (macios)
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M →M+ + e-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo. Encontrados na
natureza como compostos
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Grupo 1: Metais Alcalinos
• 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.
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Grupo 1: Metais Alcalinos
Li Na K
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Grupo 1: Metais Alcalinos
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Grupo 2: Metais Alcalinos Terrosos
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Grupo 2: Metais Alcalinos Terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que
os metais alcalinos.
• São menos reativos que os metais alcalinos (maior energia de 
ionização)
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M →M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) →MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
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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+:
2Na(s) + H2(g) → 2NaH(s)
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
• O H+ é um próton.
• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
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Grupo 16: Grupo do Oxigênio
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Grupo 16: Grupo do Oxigênio
• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um 
gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O 
ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:
3O2(g) → 2O3(g) ∆H = 284,6 kJ.
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
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Grupo 16: Grupo do Oxigênio
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente.
• 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).
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Grupo 17: Halogênios
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Grupo 17: Halogênios
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
2F2(g) + 2H2O(l) → 4HF(aq) + O2(g) ∆H = -758,9 kJ.
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
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Grupo 18: Gases Nobres
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Grupo 18: 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.
• Outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o 
HArF.