Aula3-PropriedadesPeriodicas

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17/03/2010
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Estrutura da Matéria
Propriedades Periódicas
Aula 3
Desenvolvimento da Tabela Periódica
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos 
fazer previsões sobre elementos não descobertos?
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Desenvolvimento da Tabela Periódica
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas
propriedades químicas e físicas.
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos
em ordem crescente de massa atômica.
• 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.
Desenvolvimento da Tabela Periódica
1871
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Desenvolvimento da Tabela Periódica
• Henry Moseley examinando espectros de raios X dos elementos
no começo do século XX percebeu que poderia inferir o número
atômico
• Percebeu que os elementos possuem uma organização
uniformemente repetida da tabela periódica
• Os elementos poderiam ser organizados por um número atômico
e não pela massa atômica
A Tabela Periódica
Organiza os elementos em ordem crescente de número atômico.
Reflete as tendências nas propriedades dos elementos 
Colunas verticais: 
GruposGrupos
numerados de acordo 
com o 
no. de elétrons de 
valência (última 
camada ocupada)
Linhas horizontais: PeríodosPeríodos
numerados de acordo com o no. quântico principal (n) da última camada ocupada
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Propriedade Atômicas
Quais propriedades são importantes ?
 Tamanho ESTRUTURA
 Tendência a ganhar ou
perder elétrons
LIGAÇÕES 
QUÍMICAS
Propriedade Atômicas
Propriedades PeriódicasPropriedades Periódicas
 Raio atômicoRaio atômico
 Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
 Afinidade eletrônicaAfinidade eletrônica
Periodicidade: Periodicidade: padrão que se repete com o número atômicopadrão que se repete com o número atômico
Configurações Eletrônicas similaresConfigurações Eletrônicas similares
Similaridades na Similaridades na Propriedades dos ElementosPropriedades dos Elementos
Variam como tendências ao Variam como tendências ao 
longo dos grupos e dos longo dos grupos e dos 
períodosperíodos
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Desenvolvimento da Tabela Periódica
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem
crescente de número atômico.
Apresentação dos Elementos
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Tabela Periódica – Classificação dos Elementos
Metais Alcalinos - Grupo IA 
Metais Alcalinos Terrosos - Group IIA
Calcogenios - Group VIA
Halogenios - Group VIIA
Gases Nobres - VIIIA
Carga Nuclear Efetiva
• 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.
• 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 (Zeff)
diminui.
• Quando aumenta a distância do núcleo, S
aumenta e Zeff diminui.
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Carga Nuclear Efetiva (Z*)
Os elétrons mais externos sentem uma carga nuclear menos intensa
do que deveriam devido ao efeito de blindagem exercidos pelos
elétrons mais internos.
Z* = Z - S (S = blindagem)
• Definição: distância do núcleo até a região onde se encontra o
máximo da função densidade de probabilidade associada com os
elétrons mais externos
Raio Atômico () 
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Raio Atômico
Como determinar o tamanho de um átomo se ele 
não tem uma forma definida ?
Átomos empacotados na forma de sólidos ou em moléculas têm seus 
centros separados por distâncias bem definidas.
Difratometria de Raios-X
Raio Atômico
• 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.
Para uma molécula diatômica simples
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Tamanho dos Átomos e Íons
Para metais: raio atômico é definido como
metade da distância entre os centros de dois
átomos adjacentes
Para elementos que existem como moléculas
diatômicas: raio atômico é definido como
metade da distância entre os centros dos
átomos na molécula
O tamanho do íon equivale à distância entre os
íons em um composto iônico. Depende da
carga nuclear, do número de elétrons e dos
orbitais dos elétrons de valência.
Tendência do Raio Atômico
Aumenta ao longo 
do grupo: aumento 
do número de 
camadas 
Diminui ao longo do período : aumento da carga 
nuclear efetiva
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Raio Atômico – Propriedades Gerais
O raio atômico diminui ao longo do período por
causa do aumento de Zeff.
Os elétrons preenchem uma mesma camada
enquanto que a carga nuclear aumenta, como
conseqüência, a atração elétron-núcleo
aumenta.
O raio atômico aumenta ao longo do grupo, pois
os elétrons ocupam camadas mais distantes do
núcleo. Como conseqüência há uma menor
atração elétron-núcleo.
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Raio Atômico
R
ai
o
 a
tô
m
ic
o
 (
p
m
)
Número atômico
Metais de transição
Metais de
pós-transição
0
50
100
150
200
250
0 5 10 15 20 25 30 35 40
Li
Na
K
Kr
He
Ne
Ar
2nd period
3rd period 1st transition
series
Radius (pm)
Atomic Number
0
50
100
150
200
250
0 5 10 15 20 25 30 35 40
Li
Na
K
Kr
He
Ne
Ar
2nd period
3rd period 1st transition
series
Radius (pm)
Atomic Number
Porquê o raio atômico varia pouco no bloco dos elementos d 
(metais de transição) ?
Raio Atômico – Metais de Transição
No caso dos metais de transição, o raio atômico é pouco afetado pois a
subcamada 3d é mais interna que a 4s. Sendo assim, os elétrons na subcamada
4s sentem uma carga nuclear efetiva mais ou menos constante.
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Raio Atômico – Metais de Transição
Como explicar a mesma ordem de
grandeza entre os raios atômicos
dos metais do 5º período com 6º
período
Contração Lantanídea
Aumento da carga nuclear efetiva devido à pequena capacidade de 
blindagem dos elétrons que ocupam os orbitais f
Raio Iônico x Raio Atômico
Quando um elemento perde elétrons para formar um cátion observa-se uma
diminuição do raio em razão do aumento da atração elétron-núcleo.
Cátions são sempre menores que os átomos do elemento de origem.
Quando um elemento ganha elétrons para formar um ânion ocorre um aumento do
raio em razão de um maior efeito de repulsão inter-eletrônica.
Ânions são sempre maiores que os átomos do elemento de origem.
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Raio Iônico x Raio Atômico
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Raio Iônico – Espécies Isoeletrônicas
Íon Íon OO22-- FF-- NaNa++ MgMg2+2+
No. Elétrons 10 10 10 10No. Elétrons 10 10 10 10
No. Prótons 8 9No. Prótons 8 9 11 1211 12
r(íon)/r(íon)/pmpm 126 119 116 86126 119 116 86
• 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+
Quais são as propriedades relacionadas com a 
perda e o ganho de elétrons ?
Porque os haletos formam ânions com carga -1 ?
Porque o Mg forma cátions com carga +2 e não +3?
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Energia de Ionização
Energia necessária para remover um elétron da camada de valência de um 
elemento na fase gasosa.
1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23 25 27 29 31 33 35
0
500
1000
1500
2000
2500
1st Ionization energy (kJ/mol)
Atomic Number
H Li Na K
He
Ne
Ar
Kr
Quanto maior o Zeff maior é a 
força que mantém os elétrons 
junto ao elemento
E.I.
E.I.
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. À medida
que o átomo aumenta de tamanho, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital
mais volumoso.
- Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período devido ao
aumentodo Zeff. Conseqüentemente, fica mais difícil remover um elétron.
Energia de Ionização – Propriedades Gerais
Porque EI B e O diminui?
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Energia de Ionização – Propriedades Gerais
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais estável.
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p semi-
preenchido, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse
elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável
do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na
energia de ionização.
• B: 2s2 2p1 2s2 2p0 (mais estável)
• O: 2s2 2p4 2s2 2p3 (mais estável)
Energia de Ionização – Propriedades Gerais
Mg (g)  Mg+ (g) + e- EI(1) = 738 kJ.mol
-1
Mg+ (g)  Mg2+ (g) + e- EI(2) = 1451 kJ.mol
-1
Mg2+ (g)  Mg3+ (g) + e- EI(3) = 7733 kJ.mol
-1
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Exercício
O menor comprimento de onda emitido pelo átomo de hidrogênio é igual a 
91,1 nm. Com base neste dado calcule a energia de ionização do hidrogênio?
∞
E = h x c/
E = (6,63 x 10-34 J.s) x (3,00 x 108 m/s)
(91,1 x 10-9 m)
E = 2,18 x 10-18 J
Para 1 mol de átomos de hidrogênio: E = 2,18 x 10-18 x 6,02 x 1023
E = 1,31 M.J/mol Energia de Ionização
Afinidade Eletrônica
Um elemento que apresenta alta
afinidade eletrônica é aquele onde o
elétron adicional ocupa uma camada
que apresenta uma forte influência da
carga nuclear efetiva
Energia liberada quando um elétron é adicionado a um 
elemento na fase gasosa.
Elementos com elevada AE
Grupo 6A – aceitam até 2 e- formando ânions com carga 2-
Grupo 7A – aceitam 1 e- formando ânions com carga 1-
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Afinidade Eletrônica
F (g) + e
- X-(g) DH = - 328 kJ/mol
Elementos com alta afinidade 
eletrônica:
Processo exotérmico
O processo de adição 
de um segundo elétron 
(ex: O2-) é exotérmico 
ou endotérmico?
Por quê a AE do N é 
maior do que zero 
(endotérmico) ?
Caráter Metálico
• 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.
• 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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• 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.
Metais
Resumo das Propriedades Atômicas
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Tendências das Famílias
Tendência a 
perder elétrons
Tendência a 
ganhar elétrons
Linus PaulingLinus Pauling
AA únicaúnica pessoapessoa aa receberreceber doisdois prêmiosprêmios NobelNobel (Química(Química ee dada Paz)Paz)
sozinhosozinho
TrabalhouTrabalhou emem diversasdiversas áreasáreas dede químicaquímica comocomo ligação,ligação,
eletronegatividadeeletronegatividade ee estruturaestrutura dede proteínasproteínas
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Eletronegatividade ()
• 1932- Pauling: “...eletronegatividade é o poder de um átomo
em uma molécula de atrair elétrons (par de elétrons de uma
ligação covalente) para si...”
ConceitoConceito propostoproposto porpor
LinusLinus PaulingPauling
19011901--19941994
ConceitoConceito propostoproposto porpor
LinusLinus PaulingPauling
19011901--19941994
H H –– HH H H –– ClCl
OO resultadoresultado dada eletronegatividadeeletronegatividade éé queque oo átomoátomo maismais
eletronegativoeletronegativo temtem aa maiormaior parteparte dodo parpar dede elétronselétrons nana
ligaçãoligação covalente!covalente!
O H
+-
O F
+ -
O H
+-
O F
+ -
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A escala varia de 1 a 4
Como Pauling mediu Como Pauling mediu  ? ? 
• Pauling observou que havia uma estabilização
termodinâmica adicional para moléculas
heteronucleares em relação as homonucleares
Espécie Entalpia de ligação
(kJmol-1)
Cl – Cl 242
F – F 153
Cl – F 255
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Se os elétrons fossem compartilhados igualmente (Lewis tinha
essa idéia), então a energia para Cl-F seria a média, ou seja, igual a
198 kJmol-1
Pauling propôs que a energia adicional, 57 kJmol-1 é devida ao
caráter iônico da ligação
A escala de Pauling surgiu dai, propondo que a raiz quadrada da
diferença de energia devida ao caráter iônico seria a diferença de
 entre os 2 elementos:
A-B= 0,102 D
Atribuiu um valor arbitrário de  para um elemento e a partir de
dados termoquímicos elaborou todos os valores, por isso  é
relativo e sem unidade.
Como Pauling mediu Como Pauling mediu  ??
 pode ser também uma propriedade do elemento?
Conceito de Eletronegatividade de Mulliken
 = EI + AE
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eletronegatividade
Energia de Ionização
Afinidade Eletrônica
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Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade
Parâmetro que indica a facilidade com que uma nuvem eletrônica de um
determinado elemento pode ser distorcida.
Alto poder polarizante está associado a uma carga elevada e tamanho
pequeno.
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Considere a ligação:
Mesma eletronegatividade – mesma tendência a atrair o par de elétrons
E se B é mais eletronegativo que A?
Isto descreve uma ligação polar
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade
• Ligação puramente covalente.
• Ligação com caráter iônico
• Ligação iônica
Polarização pode ser usada para estimar a importância da covalência 
em sistemas que possuem ligações polares
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade
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• Polarização: é a distoção da nuvem eletrônica 
de um átomo por outro
• Átomos que sofrem grande distorção da nuvem 
são chamados de polarizáveis
• Átomos que causam a distoção tem alta força 
polarizante
MoléculaMolécula nãonão polarpolar
LevementeLevemente polarpolar
AltamenteAltamente polarpolar
Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade
Polarizabilidade
Regras de Fajans:
• Cátions têm o efeito de polarizar ânions
Força polarizante aumenta para cátions pequenos e carga alta
• Quanto maior o tamanho, mais facil é a polarização do íon ou
elemento
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Polarizabilidade
• A força polarizante do cátion pode ser estimada pela relação 
(Z/r)
• Al3+
raio iônico = 0.39 Å. carga = +3
Z/r = 7.7. Isto é chamado de densidade de carga ou 
potencial iônico
Polarizabilidade
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Como racionalizar a formação e as propriedades
de substâncias a partir das propriedades dos
elementos ?
Propriedades Atômicas x Propriedades da
Matéria
1 - Razão entre o raio do cátion e ânion
Permite prever quantos átomos vizinhos existem na estrutura
2 - Afinidade Eletrônica
- Formação de ânions
- Ligações iônicas com elementos do bloco s
- Compostos covalentes com elementos não metálicos
3 - Energia de Ionização
Elementos dos grupos 1 e 2 (baixa EI)
- muito reativos (elétrons podem ser perdidos facilmente)
- quanto mais pesado mais reativo
- formam compostos iônicos com elementos dos grupos 16 e 17
- tendência a formar óxidos básicos
BAIXA → tendência a formar ligações metálicas e iônicas
ALTA → tendência a formar ligações covalentes
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Propriedades Atômicas x Propriedades da Matéria
4 - Eletronegatividade
- Permite prever o tipo de ligação que será formada entre os elementos
- Polaridade das ligações
- Interações intermoleculares / estado de agregação
- estabilidade térmica
- solubilidade
- caráter covalente das ligações
- relações diagonais entre os elementos da tabela periódica
5 - Polarizabilidade