Química Geral - Tabela Periódica

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Elementos Representativos - Os elementos pertencentes aos grupos 1 e 2, e do 13 ao 18.
Eles têm sua camada de valência nos orbitais s (1A e 2A) e nos orbitais p (3A - 7A)
Elementos de Transição - Os elementos pertencentes aos grupos do 3 ao 12, exceto os
elementos de transição interna. Eles têm sua camada de valência no orbital d.
Elementos de Transição Interna - Os Lantanídeos(Z = 57 a 71) e os Actinídeos(Z = 89 a 103).
Eles têm sua camada de valência no orbital f. 
A tabela periódica utilizada atualmente, foi criada em 1869, a partir dos trabalhos do químico
Dmitri Mendeleev. Podemos analisar a tabela de maneira simplificada, separando os elementos
em grupos, com características semelhantes:
A Tabela Periódica
TABELA PERIÓDICA 
QUÍMICA GERAL
CONTEÚDO
A Tabela Periódica
Carga Nuclear Efetiva
Constante de Blindagem
Variação do Raio Atômico
Contração dos Lantanídeos
Energia de Ionização
Afinidade Eletrônica
Eletronegatividade
A constante de blindagem para um
determinado elétron em um átomo, pode
ser calculada de duas formas principais,
através das Regras de Slater, que são mais
simples, porém só funcionam bem até os
átomos do terceiro período(que não
possuem orbitais > p), e as regras de
Clementi & Raimond, que são muito mais
complexas e fazem uso da mecânica
quântica.
Os elétrons mais externos não sentem a mesma
atração do núcleo do átomo que os elétrons mais
internos, devido ao efeito da blindagem, que é a
interferência eletrônica que um elétron tem dos outros
elétrons em um sistema polieletrônico. A carga
nuclear efetiva (Z* ou Zef), é a carga sofrida por
elétron em um átomo, e ela é dada pela fórmula Z*= Z
- S, onde Z é o número atômico, e S é a constante de
blindagem. Essa carga serve de base para a análise
de diversas outras propriedades atômicas, como o
raio atômico, a energia de ionização, entre outros.
Carga Nuclear Efetiva Constante de Blindagem
Regras de Slater
0 para cada elétron em um grupo exterior ao elétro analisado;
0,35 para cada outro elétron no mesmo grupo que o elétron considerado, exceto no grupo 1s, onde
se usa o valor 0,30;
0,85 para cada elétron do grupo imediatamente antes do grupo do elétron analisado, se o elétron
pertencer a um grupo (ns, np), e 1,00 para cada um dos grupos mais interior;
1,00 para cada grupo mais interno, se o elétron for de um grupo (nd) ou (nf).
O primeiro passo para determinar Z* utilizando as Regras de Slater, é separar os elétrons em grupos,
utilizando a separação proposta por Slater:
(1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);etc.
A constante de blindagem é igual para todos os elétrons dentro do mesmo grupo, então o próximo
passo é identificar o grupo onde se encontra o elétron analisado, então a constante para aquele elétron
é uma soma das seguintes parcelas:
Elementos Representativos - Nestes elementos os elétrons estão sendo adicionados na
camada mais externa, portanto a blindagem é menos efetiva, com o raio atômico variando
bastante, de um átomo para outro.
Elementos de Transição - Nestes elementos os elétrons estão sendo adicionados numa
camada interna (n-1), portanto a blindagem é mais efetiva, com o raio atômico variando
pouco de um átomo para o outro
Elementos de Transição Interna - Nestes elementos os elétrons estão sendo adicionados
numa camada ainda mais interna (n-2), fazendo com que a blindagem quase anule o
aumento da carga nuclear, o que faz com que o raio atômico praticamente não varie de um
átomo para o outro.
Podemos analisar a variação do raio atômico dentro da tabela periódica, dividindo os elementos
em três grupos distintos, 
Variação do Raio Atômico
Raio Atômico x Número Atômico Var iação de Ra io nos Íons
Os íons de um elemento possuem raios
atômicos diferentes do elemento normal, os
cátions(íons positivos) possuem o raio
atômico menor, e os ânions(íons negativos),
possuem raio atômico maior. Isto acontece
porque quando você adiciona ou remove
elétrons, você altera a constante de
blindagem, e consequentemente, o raio
atômico.
É o efeito que ocorre na série dos Lantanídeos (Z = 57 a 71), devido pela alta blindagem
causada pelos elétrons adicionados no orbital 4f, que quase anula o aumento da carga
nuclear. Em decorrência disso, a variação de raio atômico entre os elementos desta série é
praticamente desprezível(cerca de 0,013 nm). Outra consequência disso é que os raios
atômicos dos elementos de transição do sexto período, o período dos lantanídeos, são
praticamente iguais aos dos elementos de transição, dos seus respectivos grupos, do quinto
período.
Contração dos Lantanídeos
É a energia necessária para se retirar um elétron de um átomo, neutro, em fase gasosa, no
seu estado fundamental. O valor dessa energia varia principalmente devido a dois parâmetros,
o raio atômico, e a configuração eletrônica. Normalmente, conforme o raio atômico aumenta,
a energia de ionização diminui (raio ↑ - energia ↓), então quando um dado experimental, ou
valor tabelado, vai contra essa tendência, devemos observar a configuração eletrônica. Por
exemplo, mesmo o raio atômico do oxigênio sendo menor que o do nitrogênio, a sua energia
de ionização também é menor, conseguimos descobrir a razão disso ao observar a
configuração eletrônica do nitrogênio, pois vemos que ele possui todos os orbitais p
semipreenchidos, o que é uma configuração estável, tornando mais difícil retirar um desses
elétrons.
Energia de Ionização
Efe i to da Contração dos Lantan ídeos
Devido a contração dos lantanídeos, o raio
atômico dos elementos do sexto período é
praticamente igual ao dos elementos do sexto
período, porém sua carga nuclear vai ser maior,
então a atração elétron núcleo vai ser maior,
portanto sua energia de ionização também será
mais alta, contrariando a tendência normal, que
é quando descemos no grupo, diminuímos a
energia de ionização.
Ret i radas Sucess ivas
Após a retirada do primeiro elétron, se
torna mais difícil retirar outros elétrons
de um átomo, isto é, a energia de
ionização aumenta. Este aumento é
ainda maior e mais significativo quando
mudamos de número quântico, isto é,
tiramos todos os elétrons da camada de
valência e passamos a retirar elétrons
de uma camada mais interna.
É a energia liberada, ou absorvida, quando se adiciona um elétron a um átomo , neutro, em
fase gasosa, no seu estado fundamental. De maneira geral, a energia é liberada quando se
adiciona um elétron a um átomo, com algumas exceções que ocorrem devido a configuração
eletrônica, como Berílio, Magnésio e Nitrogênio, onde a energia é absorvida. 
Obter esses valores de energia experimentalmente é muito difícil, por isso ao observar a
tabela periódica vemos que muitos elementos não tem valor de afinidade eletrônica, e alguns
têm valores teóricos e não experimentais, o que dificulta a comparação. Por isso algumas
análises, e escalas teóricas que foram baseadas na afinidade eletrônica, como a escala de
eletronegatividade proposta por Mulliken, foram pouco difundidas.
Afinidade Eletrônica
Var iação na Tabela Per iód ica
Normalmente ao ser introduzido ao conceito de afinidade eletrônica se aprende que, conforme
você sobe num grupo, a afinidade eletrônica aumenta, porém, em diversos grupos isto não
acontece dessa forma, um exemplo notável são os grupos 15, 16 e 17, onde, devido a
configuração eletrônica, afinidade eletrônica dos elementos do terceiro período é menor que às
do segundo período, pois nesses grupos os elétron são adicionados em um orbital que já
possui um elétron, e pra que isso possa ocorrer existe um gasto de energia de
emparelhamento, e essa energia diminui conforme o raio aumenta, devido a diminuição da
densidade eletrônica.
Adições Sucess ivas
O processo da adição do primeiro elétron a um átomo , neutro, em fase gasosa, no seu estado
fundamental, pode ser tanto endotérmico quanto exotérmico, porém, o processo de adição de
mais elétrons é sempre endotérmico. Isto ocorre pois depois da primeira adição, o átomo
possui uma carga negativa, então é preciso fornecer energia para vencer a alta força de
repulsão eletrônica.É a tendência que um elétron tem, dentro de uma ligação química, de atrair os elétrons para
mais perto dele. Existem muitas escalas de eletronegatividade, a mais comum de todas sendo a
Escala de Pauling. Porém, existem outras escalas, que usam outros modelos teóricos para obter
os valores numéricos da eletronegatividade.
Eletronegatividade
Escala de Mul l iken
Foi a primeira escala proposta de eletronegatividade, que calculava o valor utilizando a fórmula
abaixo, e os valores de afinidade eletrônica e energia de ionização. Essa escala não foi muito
difundida devido a dificuldade de se obter valores precisos de afinidade eletrônica para diversos
átomos.
Escala de Paul ing
É a escala mais utilizada, e é uma escala
termodinâmica, que foi construída a partir dos
valores de Energia de Ligação, utilizando a
seguinte metodologia:
Se a energia de ligação X-X fosse igual a x
kcal/mol, e a energia de ligação Y-Y fosse
igual a y kcal/mol, se imaginava que a energia
de ligação X-Y deveria ser .
Porém Pauling ao testar esses valores
experimentalmente, percebeu que os valores
encontrados eram sempre maiores que os
valores calculados. Assim , ele atribui que
essa “força extra”, a diferença entre o valor
obtido experimentalmente e o valor calculado,
era gerada pela carga parcial criada, devido a
deslocalização do elétron para mais perto do
átomo mais eletronegativo. 
A partir desse princípio, Pauling arbitrou um
valor para Hidrogênio, e a partir dele conseguiu
obter todos os valores da tabela periódica, que
vão de 1 a 4, sendo 1 o Hidrogênio, e 4 o
elemento mais eletronegativo (Flúor).
Essa análise também acaba criando dipolos
nas moléculas, pois mesmo que não existam
cargas formais, ou íons, temos às cargas
parciais, então um elemento acaba sendo
“'mais negativo” que o outro, pois os elétrons
compartilhados estão mais próximos dele. Isto
pode ser representado por uma seta em cima
da ligação, com a ponta apontando para o polo
negativo, e as cargas parciais podem ser
inficadas utilizando os simbolos + e -,
acompanhados de um delta minúsculo, δ