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Química Biológica
Aula 06: TABELA PERIÓDICA
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Classificação dos Elementos
A tabela organiza os 118 elementos de modo significativo.
Com isso, existem propriedades periódicas associadas a essa organização.
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Estrutura da Tabela Periódica
PERÍODOS
FAMÍLIAS
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Estrutura da Tabela Periódica
Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas dos elementos.
Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o número de elétrons da camada de valência.
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Formação da Tabela Periódica
 De acordo com o modelo quântico, a estrutura é baseada na distribuição eletrônica, em ordem crescente de número atômico
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Formação da Tabela Periódica
Exercício: Os elementos X, Y e Z apresentam nos seus estados fundamentais, os seguintes subníveis mais energéticos, respectivamente: 4d7, 3p5, 5s2. A partir da distribuição eletrônica, indique para cada elemento:
Número atômico
Camada de valência
Número de elétrons na Camada de Valência
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Formação da Tabela Periódica
Exercício: Os elementos X, Y e Z apresentam nos seus estados fundamentais, os seguintes subníveis mais energéticos, respectivamente: 3p5, 5s2 4d7 A partir da distribuição eletrônica, indique para cada elemento:
 Elemento X 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Elemento Y
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
Elemento Z
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d7
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Propriedades Aperiódicas
São as propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico, são propriedades que não se repetem em ciclos ou períodos. Ex.:
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Propriedades Periódicas
São aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.
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Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO
AFINIDADE ELETRÔNICA
ELETRONEGATIVIDADE
PROPRIEDADES FÍSICAS 
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RAIO ATÔMICO
 - 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. 
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RAIO ATÔMICO
 - Carga Nuclear Efetiva
A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
 Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zef) diminui.
Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
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RAIO ATÔMICO
 - Carga Nuclear Efetiva
Onde:
Zef= Carga nuclear efetiva
Z: número de prótons no núcleo
S: número de elétrons que estão entre o núcleo e o elétrons considerado
Zef= Z-S 
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RAIO ATÔMICO
 - Carga Nuclear Efetiva
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RAIO ATÔMICO
 É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo.
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RAIO ATÔMICO
O aumento do raio atômico, geralmente depende de dois fatores:
Número Quântico principal ( número de níveis ou camadas) – À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
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RAIO ATÔMICO
Carga nuclear efetiva (Zef) - Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.
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RAIO ATÔMICO
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RAIO ATÔMICO
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RAIO ATÔMICO
Elementos ou compostos que apresentam cargas elétricas pela perda ou ganho de elétrons:
Positiva: CÁTION
Negativa: ÂNION
Ânions: Excesso de Elétrons
Cátions: Deficiência de Elétrons
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RAIO ATÔMICO
ISOELETRÔNICOS: Átomos com o mesmo número de elétrons.
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
 (10 elétrons) 
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RAIO ATÔMICO
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Energia (ou Potencial) de Ionização 
Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização
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Energia (ou Potencial) de Ionização 
Propriedades Periódicas
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Energia (ou Potencial) de Ionização 
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Energia (ou Potencial) de Ionização 
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Propriedades Aperiódicas
Afinidade Eletrônica
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron.
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Eletronegatividade
É a força de atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons de uma ligação
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Eletronegatividade
É a força de atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons de uma ligação
Propriedades Periódicas
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DENSIDADE: É relação entre a massa e o volume de uma amostra
d = Massa (g)/Volume (cm3)
Propriedades Periódicas
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Temperatura de Fusão (TF) : temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido.
Temperatura de Ebulição (TE): temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso
Propriedades Periódicas
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Metais, não-metais e metalóides
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Metais, não-metais e metalóides
Metais
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso,maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa).
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
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Metais, não-metais e metalóides
Metais
O caráter metálico diminui ao longo do período.
Os metais têm energias de ionização baixas.
A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
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Metais, não-metais e metalóides
Metais
Quando os metais são oxidados, 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
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Metais, não-metais e metalóides
Metais
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Metais, não-metais e metalóides
Não-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:
metal + não-metal →sal
2Al(s) + 3Br2(l) →2AlBr3(s)
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Metais, não-metais e metalóides
Não-metais
A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água →ácido
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq)
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Metais, não-metais e metalóides
Metalóides
Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais.
 Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
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Número de oxidação
Definição: 
É a carga real ou “imaginária” que um elemento possui em uma entidade química.
Carga real: Há efetiva perda ou ganho de elétrons pelo átomo
Exemplo: NaCl 
O sódio (Na) perde 1 elétron na formação do composto. Nox = +1. 
O cloro (Cl) ganha 1 elétron na formação do composto. Nox = -1.
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Número de oxidação (Nox)
Carga imaginária: o Nox é definido pela diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação, sem haver a transferência efetiva de elétrons entre eles
Exemplo: HCl 
O hidrogênio H é menos eletronegativo, logo terá Nox +1.
O cloro (Cl) mais eletronegativo, logo terá Nox -1.
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Número de oxidação (Nox)
Regra do Octeto
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6 na camada de valência.
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons), atigindo a configuração e estabilidade do gás nobre mais próximo.
Exemplo: 
Na (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1 ( 1 elétron na última camada)
Na+ (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s0 ( 8 elétron na última camada)
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Número de oxidação (Nox)
Regra do Octeto
Exemplos: 
Mg: [Ne]3s2
Mg+: [Ne]3s1	não estável
Mg2+: [Ne]	estável
Cl: [Ne]3s23p5 não estável
Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] 	estável
Configuração eletrônica do gás nobre com menor número atômico mais próximo
 Ne (Z=10) 1s2 2s2 2p6
Configuração eletrônica do gás nobre com maior número atômico mais próximo
 Ar (Z=10) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
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Número de oxidação (Nox)
Algumas regras para cálculo do Nox
1. Substâncias simples: O Nox será zero 
Exemplos: 
O2 → Nox (O) = 0
S8 → Nox (S) = 0
2. Íons simples: O Nox será o valor da carga
Exemplos: 
Fe3+ → Nox = +3
S2- → Nox = -2
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Número de oxidação (Nox)
Algumas regras para cálculo do Nox
3. Elementos com Nox fixo em substâncias compostas 
• Metais alcalinos e prata (Ag): +1
• Metais alcalino- terrosos e Zinco (Zn): +2 
• Alumínio (Al): +3
• Flúor : -1
4. Regra do hidrogênio 
• Nox = zero → substância simples (H2); 
• Nox = -1 → hidretos metálicos ( hidrogênio acompanhado de metal alcalino ou alcalino- terroso) 
Exemplos: NaH, CaH2. 
• NOX = +1 → Demais casos 
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Número de oxidação (Nox)
Algumas regras para cálculo do Nox
 5. Regra do oxigênio 
Nox positivo: acompanhado pelo flúor 
Nox = 0 → O2 e O3
Nox = -1/2 → superóxidos (compostos binários oxigenados dos metais alcalinos e alcalino- terrosos) 
Exemplo: Na2O4 → Nox(O) = -1/2 
Nox = -1 → peróxidos (compostos binários oxigenados dos metais alcalinos, alcalino- terrosos, prata e hidrogênio) 
Ex: H2O2 → Nox(O) = -1 
Nox = -2 → demais casos 
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Número de oxidação (Nox)
Algumas regras para cálculo do Nox
6. Substâncias compostas: O somatório do Nox de todos os elementos é igual a zero 
Exemplos: 
NaCl 
Nox (Na) = +1 Nox (Cl) = -1
ΣNox = +1-1= 0
b) Al2S3 
Nox (Al) = +3 Nox (S) = -2
ΣNox = (+3 x2) + ( -2x3)= 0 
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Número de oxidação (Nox)
Algumas regras para cálculo do Nox
7. Íons Compostos: O somatório dos Nox de todos elementos deve ser igual a carga do íon. 
Exemplos 
SO32- 
Nox (S) = +4 Nox (O) = -2
ΣNox = +4 + (-2 x 3) = -2
b) PO43- 
Nox (P) = +5 Nox (O) = -2
ΣNox = +5 + (-2 x 4) = -3
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