Aula 2-periodicidade química

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Química Geral (Esp.)
Aula 2. Tabela periódica e 
propriedades periódicas
Prof. Dra. Mônica Alencar
Química Inorgânica
Curso: Química Ambiental
Atenção:
Esta apresentação deve servir como guia de estudo para introduzir 
os tópicos e não como conteúdo completo. É um material incompleto 
e com erros.
As figuras, na maior parte, foram copiadas ou adaptadas dos livros:
1. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: Questionando a 
vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2012, 5ª 
edição, 1026 p.
2. RUSSELL, J. B. Química Geral. 2ª Edição; São Paulo; Makron 
Books Editora do Brasil Ltda., Vol. 1 e 2 (1994). 
3. BRADY, J. E e HUMISTON, G. E., Química Geral. Tradução 
Cristina M. P. dos Santos e Roberto B. Faria; 2ª Edição; Rio de 
Janeiro; LTC Livros Técnicos e Científicos Editora (1996). 
4. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química geral e 
reações químicas. São Paulo: Cengage Learning. Vol. 1 e 2. 2009, 
1018 p. 
Prof. Dra. Mônica Alencar
UFT – Química Ambiental - Gurupi – TO . 
Prova 1.
Modelo atômico
Periodicidade química
Datas das provas de Química 
Geral
Atividades
• Faça a distribuição eletrônica os seguintes 
números atômicos.
• A)Z=5
• B)Z=27
• B)Z=13
• C) Z=86
• D)Z=33
• E)Z=38
• F) Z=50
• G)Z=64
86
Rn
[Xe]4f145d106s26p6
54
Xe
[Kr]4d105s25p6
36
Kr
[Ar]4s24p6
18
Ar
[Ne]3s23p6
10
Ne
[He]2s22p6
2
He
1s2
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<
4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10
<6p6<7s2<5f14<6d10...
Faça a distribuição 
eletrônica os seguintes 
números atômicos.
A)Z=19
B)Z=72 (18e-)
C)Z=39
http://pt.wikipedia.org
 
2
2
2
8
0
m
E V
h

    
Raio atômico
115 elementos
Propriedades?
Eletronegatividade
Afinidade 
eletrônica
Energia de 
ionização
?
?
?
?
Periodicidade química
• 1860, o congresso de Karlsruhe = existência
dos átomos e suas massas atômicas corretas.
• Uma das novas idéias apresentadas foi o
princípio de Avogadro.
O número de moléculas em amostras de gases 
diferentes mas de mesmo volume, pressão e 
temperatura é o mesmo.
1mol de gás = 6,02x1023 moléculas.
• Esse princípio permitiu que as massas
atômicas relativas dos gases pudessem ser
determinadas
• Dois cientistas participaram do congresso:
Meyer e Mendeleev
Periodicidade química
• Em 1869 Meyer e Mendeleev
descobriram independentemente que os
elementos ao serem listados na ordem
crescente do Z e arranjados em linhas,
os elementos formavam famílias cujas
propriedades são regulares
(semelhantes).
• Mendeleev chamou isso de lei periódica
Periodicidade química
Tabela de Mendeleiev
Eka silício (Germânio 1886)
Periodicidade química
Tabela de Mendeleiev
Predições de Mendeleev para o Eka-silício (Germânio)
Eka-silício Germânio (Ge)
Massa molar 72 g.mol-1 72,59g.mol-1
Densidade 5,5 g.cm-3 5,32 g.cm-3
Ponto de fusão alto 937 ºC
Aparência Cinza-escuro Cinza-escuro
Óxido EO2 sólido branco 
densidade de 4,7g.cm-3
GeO2sólido branco 
densidade de 4,23g.cm-3
Cloreto ECl4; ferve acima de 
100ºC, d =1,9g.cm-3
GeCl4;ferve acima de 
84ºC, d =1,84g.cm-3
Periodicidade química
Mendeleiev
(1834-1907)
Apesar de parecer que alguns elementos estavam 
fora de lugar, Mendeleev propós conceitos 
importantíssimos e em 1906, recebeu o Prêmio 
Nobel por seus trabalho.
Grupos ou famílias
Períodos
Metais alcalinos
Metais alcalinos terrosos 16. Calcogênios
17. Halogênios
18. Gases nobre
Lantanoides
Actinoides
Grupo principal
Bloco s Bloco p
Bloco d ou Metais de transição
Bloco f ou metais de transição interna
Fr
[Rn]7s1
Cs
[Xe]6s1
Rb
[Kr]5s1
K
[Ar]4s1
Na
[Ne]3s1
Li
[He]2s1
H
1s1
Grupos ou famílias
Mesma configuração eletrônica
Diferentes níveis de energia
4
2
3
1
5
6
7 Fr :1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1
Li :1s22s1
13
Al
[Ne]3s23p1
14
Si
[Ne]3s23p2
15
P
[Ne]3s23p3
18
Ar
[Ne]3s23p6
17
Cl
[Ne]3s23p5
16
S
[Ne]3s23p4
Períodos
Mesmo níveis de energia
Configuração eletrônica diferentes
crescente
Preenchimento do 1º nível de energia
Preenchimento do 2º nível de energia
Preenchimento do 3º nível de energia
Preenchimento do 4º nível de energia
Preenchimento do 5º nível de energia
Preenchimento do 6º nível de energia
Preenchimento do 7º nível de energia
Propriedades de um determinado 
átomo???
Raio atômico
Eletronegatividade
Eletropositividade
Energia de ionização
Polarizabilidade
Distribuição eletrônica
Camada de valência
Tendências periódicas
O preenchimento dos orbitais atômicos
1s1<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d
<6p<7s<5f<6d...
Princípio de exclusão de Pauli = 2e-
s2 p6 d10 f14
H (Hidrogênio)
O preenchimento dos orbitais 
atômicos
• Z=1-4 orbitais s (1s1, 1s2, 2s1 e 2s2)
• Z=5 (1s2, 2s2, 2p1)
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f
14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
pzpx pY
2p1
• Z=6 (1s2, 2s2, 2p2) 
pzpx pY
2p2
pzpx pY
2p2
Z=7 (1s2, 2s2, 2p3), (2px1, 2py1 e 
2pz1).
• Z=8 (1s2, 2s2, 2p4) ou (1s2, 2s2, 2p3, 3s1)
pzpx pY
E
pzpx pY
3s
Menor energia (2px2, 2py1 e 2pz1)
• Z=9-10 ocupam os orbitais p (1s2, 2s2, 2p6)
• Z=11-18 (1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6).
• Z=19-20 (1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6,4s2)
pzpx pY
3p6
4s2
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f
14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
• Z=21-30 (1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6,4s2, 3d10)
O preenchimento dos orbitais 
atômicos
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<
6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
http://pt.wikipedia.org
Variação de energia dos orbitais 
com Z
Existe diferenças de energia quando os
orbitais atômicos estão vazios e quando
estão preenchidos por elétrons.
1s1<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<
6d...
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<
5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
Variação de energia dos orbitais com Z
Os orbitais atômicos são muito sensíveis a sua
ocupação.
A medida que aumenta gradativamente o número
de elétrons ao redor do núcleo isso corresponde
a um aumento no número de prótons, aumenta
carga nuclear total.
Mudanças no compromisso atração/repulsão.
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<
5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
Tendências periódicas
O preenchimento dos orbitais atômicos
3
Li
1s22s1
4
Be
1s22s2
*Santos Filho, 2007
 Be tem maior 
carga nuclear 
que o Li.
 Carga nuclar
efetiva é Maior 
no BeBlindagem
Parâmetros de atração e repulsão variam 
de elemento para elemento.
Cada átomo deve ser avaliado segundo seus
parâmetros de atração e repulsão
individualmente.
Tendências periódicas
O preenchimento dos orbitais atômicos
As propriedades periódicas dos átomos são
determinadas pela quantidade de carga positiva
"sentida" pelos elétrons exteriores deste
átomo. Carga nuclear efetiva (CNE).
A CNE é sempre menor que a carga nuclear
total, pois a carga negativa dos elétrons nas
camadas interiores neutraliza, ou "blinda",
parcialmente a carga positiva do núcleo.
Os elétrons interiores blindam os exteriores
parcialmente do núcleo, assim, os exteriores
"sentem" só uma fração da carga nuclear total.
A carga nuclear efetiva (CNE) está 
diretamente relacionada com as 
propriedades dos átomos
Raio atômico
Eletronegatividade
Eletropositividade
Energia de ionização
Polarizabilidade
Tendências periódicas
Raio atômico
r
Tendências periódicas
O Raio atômico
3
Li
1s22s1
4
Be
1s22s2
Raio atômico*
Li=152pm
Be=105pm
*Santos Filho, 2007
CNE do Be é maior Raio menor
Tendências periódicas
O preenchimento dos orbitais atômicos
Raio atômico*
B=88pm, C=77pm Raio do N=70pm, O=66pm, F=64pm, Ne=70pm
*Santos Filho, 2007
Blindagem
Assim, a ordem de energia dos sub-níveis vazios é
diferente da observada quando os mesmos se
encontram preenchidos.
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<
5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
Orbitais d podem comportar até 10e-
d1-d10
Contração do raio ainda mais significativa
26Fe:[Ar] 4s
2 3d6
26Fe:[Ar] 3d
64s2
Raio atômico
 6s vem 4f. 
 E nesse caso até 14 e- podem ser adicionados = a 
energia dos níveis diminuidrasticamente. 
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<
5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
Contração do raio mais significativa ainda
com o preenchimento dos orbitais f(14e-)
63Eu:[Xe] 6s
2 4f7
63Eu:[Xe] 4f
76s2
CONTRAÇÃO LANTANÍDICA
Raio atômico
Metais de transição interna
Tendências periódicas
Raio atômico
Diminui
Ne
(1s22s22p6)
Rh (1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p6)
Atividades
• Faça a distribuição eletrônica os seguintes 
números atômicos.
A)Z=81
B)Z=86
C)Z=55
D)Z=84
E)Z=56
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p1
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s1
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p4
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6
s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10...
Quem terá maior raio atômico? 
Porquê?
Ga terá o maior raio
CNE menor
11Ga: [Ar]3d
104s24p1
17Br: [Ar]3d
104s24p5
Raio atômico
Tendências periódicas
Raio iônico
r
Raio iônico
Os raios do íons são muito diferentes dos 
raios dos átomos que lhe deram origem.
11Na: 1s
22s22p63s1
17Cl: 1s
22s22p63s23s23p5
Na+: 1s22s22p6 CNE aumenta=contrai
Cl-: 1s22s22p63s23s23p6 CNE diminui= expande
Raio iônico
CNE
CNE
Polarizabilidade
• É a capacidade de um átomo de deformar a
nuvem eletrônica de um outro átomo.
• Cátions pequenos possuem alto poder
polarizante
• Ânions grandes são muito polarizável.
Polarizabilidade
Indicam a tendência de um átomo atrair 
elétrons em uma ligação química.
Eletronegatividade
Na+ Cl-
Eletronegatividade
Aumenta
Tendências periódicas
O preenchimento dos orbitais atômicos
*Santos Filho, 2007
Aumenta
Eletronegatividade
A eletronegatividade aumenta da esquerda
para a direita porque a CNE aumenta =
maior atração = maior eletronegatividade.
A eletronegatividade aumenta de cima para
baixo = átomos menores = maior capacidade
de atração do núcleo pelos elétrons mais
externos.
Os gases nobres apresentam seu nível de
energia completo = baixa eletronegatividade
= praticamente inertes (XeF4).
Quem terá maior raio?
Qual será mais eletronegativo?
Ca terá o maior raio
Br terá a maior eletronegatividade
Quem terá maior raio?
Qual será mais eletronegativo?
Ga terá o maior raio
Br terá a maior eletronegatividade
Afinidade eletrônica
É a energia envolvida quando um e- se
liga a um átomo na fase gasosa.
Positiva = a energia é liberada
Negativa = a energia é absorvida
Cl(g) + e- Cl-(g) = Eae= 352 kJ.mol-1
17Cl: 1s
22s22p63s23s23p5
Afinidade eletrônica
Aumenta
Afinidade eletrônica
8O: 1s
22s22p4
(2º nível 2s22p4 quase totalmente 
preenchido)
3Li:[He]2s
1 (2s12p0)
Eae(O) é maior do que Eae (Li) 
Afinidade eletrônica
* Energia menor do que 0
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica do C é maior do que a do
N. Sugira uma explicação para isso.
Sempre que uma tendência periódica é diferente
do esperado é preciso analisar a configuração
eletrônica do elemento
6C:1s
22s22p2
7N:1s
22s22p3
Carbono
pzpx pY pzpx pY
Emparelhamento de e-
Nitrogênio
Eletropositividade
• Também denominada de caráter metálico, é
uma propriedade periódica que relaciona a
tendência de um átomo em perder elétrons.
• Opõe-se à eletronegatividade.
11Na:1s
22s22p63s1
17Cl:1s
22s22p63s23p5
(3ºnível 4s24p5 quase totalmente preenchido)
Mais eletropositivo 
Maior caráter metálico
Qual será mais eletropositivo?
Ga será mais
eletropositivo
Energia de ionização (I)
• A energia de ionização é a energia
necessária para remover um elétron de
um átomo na fase gasosa.
Cu(g) Cu+(g) + e- ener. necessária = I1 = 7,73 eV
Cu+(g) Cu+2(g) + e- ener. necessária = I2 = 20,29 eV
A segunda energia de ionização de um átomo é 
sempre maior que a primeira.
Energia de ionização
11Na:1s
22s22p63s1 (Baixa energia de ionização=fácil)
17Cl:1s
22s22p63s23p5 (Alta energia de ionização)
(3ºnível 4s24p5 quase totalmente preenchido)
I1(Na) é menor do que I1(Cl) 
11Na
+:1s22s22p6
17Cl
+:1s22s22p63s23p4
(2ºnível 2s22p6 totalmente preenchido)
I2(Na) é maior do que I2(Cl) 
Energia de ionização
I1
11Na:1s
22s22p63s1
17Cl:1s
22s22p63s23p5
I2
11Na
+:1s22s22p6
17Cl
+:1s22s22p63s23p4
Energia de ionização
Aumenta
He:(1s2)
Ne: (1s22s22p6)
Ar[Ne]:3s23p6
CNE 
Raio atômico
Raio iônico (cátion)
Caráter polarizante
Energia de ionização
Afinidade eletrônica
Eletronegatividade
Eletropositividade
A tabela periódica não deve ser 
adivinhada, mas sim interpretada 
para explicar os comportamentos 
distintos dos elementos. 
Atividades
1) Compare e explica a diferença entre os 
raios atômicos dos seguintes elementos:
a) K(Z=19) e Br(Z=35)
b) Xe(Z=54) e Ne(Z=10)
2) Compare e explica a diferença entre os 
raios iônicos dos seguintes elementos:
a) K+(Z=19) e Br-(Z=35)
b) 11Na
+ e 12Mg
2+
2) Qual a relação entre eletronegatividade e 
afinidade eletrônica ?
3)Qual a relação entre eletropositivade e 
energia de ionização?