Propriedades Periódicas
Profª Luiza P. R. Martins| EEB Dr Jorge Lacerda
LINHA DO TEMPO DA TABELA PERIÓDICA
• 1817 – Lei das Tríades de Döbereiner: elementos que reagiam
de forma semelhante eram agrupados em trios.
• 1862 – Parafuso de Chancourtois: ordem crescente de suas
massas atômicas por uma linha espiral em volta de um cilindro.
ao redor do cilindro foram feitas dezesseis divisões, e os
elementos com propriedades semelhantes apareciam uns sobre
os outros em voltas consecutivas da espiral”
• 1864- Lei das Oitavas de Newlands: Ele colocou os elementos
agrupados de sete em sete, em ordem crescente de massa
atômica.
TABELA PERIÓDICA
• Mendeleyev (1869): colocou os
elementos conhecidos em ordem
crescente
de massas atômicas,
tomando o cuidado de colocar na
mesma vertical os elementos de
propriedades químicas semelhantes.
Deixou
espaços
vazios
para
elementos que viriam a ser
descobertos.
• Muitas propriedades químicas e
físicas dos elementos e das
substâncias simples que eles
formam variam periodicamente em
função de seus números atômicos
(Moseley – 1913).
Grupos da tabela periódica
• Grupo 1 – Metais alcalinos (ns1 com n≠1)*
• Grupo 2 - Metais alcalinos terrosos (ns2)
• Grupo 13 – Família do boro (ns2 np1)
• Grupo 14 – Família do carbono (ns2 np2)
• Grupo 15 – Família do nitrogênio (ns2 np3)
• Grupo 16 – Calcogênios (ns2 np4)
• Grupo 17 – Halogênios (ns2 np5)
• Grupo 18 – Gases nobres (ns2 np6 se n >1)
Localização dos elementos na tabela periódica
•
15P
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Características da distribuição
eletrônica
Localização
3 níveis de energia
3º período
5 elétrons na camada de valência (3s2 3p3)
Grupo 15 (família do nitrogênio)
Elétron de maior energia está no subnível p
Bloco p (elementos representativos)
Exemplo
•Qual é o elemento químico cuja
configuração eletrônica termina em
2
3
4s 3d ? Qual é o grupo e período?
Exemplo
•Qual é o elemento químico cuja
configuração eletrônica termina em
2
3
4s 3d ? Qual é o grupo e período?
RESPOSTA
•Grupo 5 e 4º período - 23V
(Vanádio)
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
• Metais
• Não metais
• Gases nobres
• Hidrogênio
METAIS
• Bons condutores de calor e de eletricidade;
• Têm brilho;
• São maleáveis (lâminas);
• São dúcteis (fios);
• Possuem cor entre acinzentado e prateado,
exceto ouro e cobre.
• São sólidos à 25ºC e 1 atm, exceto Hg.
NÃO METAIS – B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I
• Não são bons condutores de calor e de eletricidade
(atual como isolantes térmicos e elétricos);
• Não possuem brilho característico dos metais;
• Têm a tendência a formar ânions ao constituir
substâncias compostas;
• HIDROGÊNIO: elemento atípico, não se enquadra
em nenhum grupo da tabela periódica.
• É o elemento mais abundante do universo.
GASES NOBRES
• Característica principal: inércia química;
• São os únicos encontrados na natureza na forma de átomos isolados;
RAIO ATÔMICO
• Dá uma ideia do tamanho do átomo, pois a eletrosfera
não tem tamanho definido. Os valores experimentais
são obtidos a partir da metade da distância entre dois
núcleos de átomos.
• Variação do raio atômico no grupo:
• Quanto maior o número de camadas, maior será o
tamanho do átomo.
• Variação do raio atômico no período:
• O átomo que apresentar maior Z será o menor. O
aumento de prótons exerce uma maior atração sobre
os elétrons, o que reduz o tamanho do átomo.
RAIO ATÔMICO
• Carga nuclear efetiva (Zef) = é a carga sofrida
por um elétron do nível mais externo em um
átomo. É diferente da carga do núcleo devido ao
efeitos dos elétrons internos.
• Zef = Z – S
Z = número atômico (carga nuclear total)
S = número total de elétrons dos níveis internos
• O aumento de Zef atrai os elétrons para o núcleo
e como resultado o átomo é mais compacto.
Raio atômico
1 pm = 10-12 m
RAIO ATÔMICO x RAIO IÔNICO
• O raio do átomo é sempre maior que o
raio do respectivo cátion e menor que o
raio do respectivo ânion.
• Quando o átomo perde elétrons, a carga
nuclear efetiva aumenta (Zef), ou seja, a
atração dos prótons pelos elétrons do
último nível de energia aumenta.
• Quando o átomo ganha elétrons, a carga
nuclear efetiva não se altera, porém é
parcialmente blindada. A entrada de
elétrons pode provocar a expansão de
nível.
Série de íons isoeletrônicos
• O íon que tiver menor número atômico terá o maio raio.
Gases nobres – átomos
isolados, ficam afastados
um dos outros
Exemplo
• Coloque em ordem decrescente de raio
atômico os elementos oxigênio, germânio
e carbono:
Resposta
• Coloque em ordem decrescente de raio
atômico os elementos oxigênio, germânio
e carbono:
• Temos: 8O, 32Ge e 6C
• Logo, 32Ge > 6C > 8O
122 pm
77 pm 66 pm
Energia de ionização
• É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo
isolado no estado gasoso:
• X(g) + energia  X+ (g) + e-
• Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida sobre os
elétrons mais afastados. Logo, menor será a energia de ionização.
• Para um íon temos: 1ª E.I < 2ª E.I < 3ª E.I
Exemplo
• (UPM-SP) Para que seja usado com o máximo de eficiência em
fotocélulas e em aparelhos de televisão , um elemento deve ter uma
energia de ionização muito baixa e , portanto, ser facilmente ionizado
pela luz. Qual dos elementos abaixo você acha que seria o melhor para
este propósito? Justifique sua resposta.
A) K
B) Li
C) Na
D) Cs
E) Rb
Resposta
• A) K – 124 kcal/mol (E.I)
B) Li
C) Na
D) Cs – 90 kcal/mol (E.I)
E)Rb
• Quanto maior o número atômico, maior será o raio
atômico, e consequentemente, menor a energia de
ionização. Assim, o Cs é o elemento ideal para o
propósito do exercício.
Eletronegatividade
• É a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si,
quando se encontra ligado a outro átomo diferente.
• A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui.
Exemplo
• Se uma uva, uma laranja e uma melancia fossem átomos, qual seria a
ordem crescente de eletronegatividade entre eles?
Resposta
• Se uma uva, uma melancia e uma laranja fossem átomos, qual seria a
ordem crescente de eletronegatividade entre eles?
• RESPOSTA: Eletronegatividade : Melancia > Laranja > Uva
Eletropositividade ou caráter metálico
• É a capacidade que um átomo possui de se afastar de seus elétrons mais
externos, em comparação a outro átomo, na formação de uma substância
composta.
• A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta e conforme a
eletronegatividade diminui.
• Quanto maior o raio atômico, menor é a atração entre núcleo e elétrons
externos e mais facilmente esses elétrons serão doados.
Exercícios
• Pág. 203 – 2 a 4
• Pág. 210 – 5 e 6
• Pág. 214 – 10 e 12
• Pág. 216 – 13 e 15
• Pág. 217 –13.4 e 13.8
• Pág. 218 – 13.13
Referências
• ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: Questionando a
vida moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
• CARVALHO, Geraldo Camargo de; SOUZA, Celso Lopes de. Química de
olho no mundo do trabalho. Volume único. 1ª ed. São Paulo: Scipione,
2003
• REIS, Martha. Química. 3 v. São Paulo: Ática, 2013.
• USBERCO, J; SALVADOR, E. Química essencial. 1ª ed. Volume único, São
Paulo: Saraiva, 2001.