Tabela periódica 1

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Química Geral 
Aula 02 
Modelo Atômico 
Distribuição Eletrônica 
Organização da Tabela Periódica 
Propriedades Periódicas dos Átomos 
Modelo de Rutherford 
Modelo de Rutherford-Bohr 
Excitação e Decaimento Eletrônico 
Orbitais 
• Regiões de maior probabilidade de encontrar o elétron sozinho ou em 
pares no subnível energético. A configuração do orbital muda dependendo 
do subnível energético onde o elétron está: s, p, d ou f 
 
Orbitais 
Diagrama de Pauling 
Tabela Periódica 
Classificação dos Elementos 
Propriedades dos Elementos 
• Metais: maleáveis, apresentam elevada 
temperatura de fusão, elevada densidade, 
brilho e são bons condutores de calor e 
energia. 
Ouro 
Sódio 
Bário 
Propriedades dos Elementos 
• Ametais: pouco maleáveis (fácil fragmentação, 
baixo ponto de fusão, opacos e maus 
condutores de calor. 
 
Enxofre Iodo Carbono 
Propriedades dos Elementos 
• Semi-metais: temperatura de fusão elevada, brilho, 
condutividade elétrica alterável, fácil fragmentação. 
 
 
 
 
• Gases Nobres: elementos altamente estáveis e de 
forma gasosa nas condições ambientes. 
• Hidrogênio: gás inflamável capaz de se combinar 
com qualquer outro tipo de elemento (metal, ametal 
ou semi-metal). 
Polônio Arsênio 
Elementos Representativos 
Elementos de Transição 
Localização e subnível mais energético 
Propriedades Periódicas 
• São propriedades que variam periodicamente 
segundo o aumento de Z na tabela periódica. 
Raio Atômico 
• A eletrosfera do átomo não possui fronteira definida 
sendo difícil determinar o tamanho do átomo. 
• Alternativa é o raio atômico: metade da distância 
entre 2 núcleos atômicos. 
 
 
 
 
 
 
• Por que o raio aumenta quanto mais a 
esquerda no período (linha)? No mesmo 
período os átomos apresentarão os mesmos 
níveis, porém, à esquerda estarão elementos 
com maior número de prótons atraindo com 
mais força os elétrons. 
• Por que o raio aumenta quanto mais abaixo 
no grupo? No mesmo grupo (coluna), os 
elementos mais abaixo apresentam mais 
prótons e elétrons, aumentando seu tamanho 
médio. 
 
Energia de Ionização 
• Energia mínima necessária para remover um 
elétron de seu estado fundamental. 
• Regra: quanto menor o átomo mais energia 
será necessária para remover o elétron. 
Afinidade Eletrônica 
• Energia liberada quando um átomo captura um 
elétron. 
• Regra: quanto menor o átomo, mais energia 
será liberada pela captura do elétron. 
Eletronegatividade/Eletropositividade 
• À partir da relação entre a energia de ionização 
(perda de elétron) e afinidade eletrônica 
(recebimento de elétron) é possível indicar a 
tendência de perda ou recebimento de elétrons pelo 
elemento químico. 
• Eletronegatividade: força de atração exercida pelo 
elemento sobre os elétrons. Tendência em se tornar 
ânion. 
• Eletropositividade: capacidade do elemento perder 
elétrons. Tendência em se tornar cátion. 
Ordem de eletronegatividade 
Elementos à direita da tabela 
(ametais) tendem a formar 
ânions. 
Elementos à esquerda da 
tabela (metais) tendem a 
formar cátions.