Propriedade Periódica dos Elementos

PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
QUÍMICA

• 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?
O desenvolvimento
da tabela periódica

O início...
 O que os Químicos queriam?
 Organizar os elementos químicos de maneira que suas semelhanças, diferenças e
tendências se tornassem mais evidentes.
 Um dos recursos mais usados em Química para atingir essa finalidade é a tabela
periódica. As primeiras tabelas foram propostas no início do século XIX; porém
apresentavam mais erros do que acertos.

Johann W. Dobereiner (1829)
(O Primeiro Modelo de Tabela Periódica)
 A massa atômica do elemento central da
tríade era a média das massas atômicas
do primeiro e terceiro membro.
 Muitos dos metais não podiam ser
agrupados em tríades.
 Os elementos cloro, bromo e iodo eram
uma tríade, lítio, sódio e potássio
formavam outra.
Cálcio Estrôncio Bário
40 88 >>> (40 + 137)/2 = 88,5 137
1817 - Lei das tríades de Döbereiner
Agrupar os elementos de três em três com base
em certas semelhanças
PÁG. 88

Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862)
(O Segundo Modelo de Tabela Periódica)
 O químico e geólogo francês
propôs um sistema
denominado “parafuso
telúrico.”
 colocou 16 elementos em
ordem crescente de massa
atômica, de modo a posicionar
os elementos com
propriedades semelhantes um
por baixo do outro Numa linha
espiral em volta do cilindro

John A.R. Newlands (1864)
(O Terceiro Modelo de Tabela Periódica)
 Sugeriu que os elementos,
poderiam ser arranjados num
modelo periódico de oitavas, na
ordem crescente de suas
massas atômicas.
 Colocou o elemento lítio, sódio
e potássio juntos.

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1869)
Foi proposta por Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907)
que organizada os elementos em linhas verticais, os grupos
ou famílias.
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de
química inorgânica, organizou os elementos
na forma da tabela periódica atual. SÓ QUE EM ORDEM
CRESCENTE DE MASSA ATOMICA

O PRINCÍPIO.....
Dos atuais 118 elementos químicos conhecidos,cerca de
60 já haviam sido isolados e estudados em 1869,quando o
químico russo Dmitri Mendeleyev se destacou na
organização metódica desses elementos.

A tabela periódica de Mendeleev.: Os espaços marcados representam
elementos que Mendeleev deduziu existirem mas que ainda não
haviam sido descobertos àquela época.

 Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos
conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa
atômica e suas propriedades químicas e físicas.
A solução foi encontrada quando ele dispôs os cartões em ordem
crescente da massa atômica.
 A tabela periódica de Mendeleyev exibia semelhanças numa rede de
relações vertical, horizontal e diagonal. ( propriedades periodicas)
 Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.

Moseley – TABELAATUAL
 Henry Gwyn Jeffrey Moseley
 Arranjados os elementos de
acordo com o aumento do
número atômico.
 A tabela atual.

Moseley
 Na ordem crescente de nº. atômico, ocorre uma periodicidade nas suas
propriedades.
 Ou seja repetem-se regularmente elementos com propriedades
semelhantes.
 Lei periódica dos elementos.

Tabela atual
 A partir da descoberta do plutônio,descobriu todos os elementos
transurânicos.
 Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo
da série dos lantanídios
 O sistema de numeração dos grupos da (IUPAC).
 Algarismos arábicos de 1 a 18

• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem
crescente de número atômico.
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.
O desenvolvimento
da tabela periódica

• 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 Zef diminui.

• Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números
de nós diferentes.
• Considere: He: 1s2, Ne: 1s2 2s22p6 e Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.
• A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um
elétron a uma determinada distância.

• Considere uma molécula
diatômica simples.
• 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.
Tamanho dos átomos
e dos íons

• Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do
orbital aumenta.
• Considere os orbitais s.
• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando
n aumenta.
• A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de
relevos.
• Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica
igual.
Tamanho dos átomos
e dos íons

Propriedades dos Elementos
Definição: são as propriedades que variam em função
dos números atômicos dos elementos.
Podem ser de dois tipos:
 Aperiódicas: são as propriedades cujos valores
aumentam ou diminuem continuamente com o aumento
do número atômico.
 Periódicas: são as propriedades que oscilam em
valores mínimos e máximos, repetidos regularmente
com o aumento do número atômico.

Tendências periódicas
nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as
propriedades dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se
menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanho dos átomos
e dos íons

Tendências periódicas
nos raios atômicos
• 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.
• 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.
Tamanho dos átomos
e dos íons

Tendências nos tamanhos dos íons
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto
iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de
elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do
que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são
maiores do que os átomos que lhe dão origem.
Tamanho dos átomos
e dos íons

Tendências dos tamanhos dos íons
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que
descemos em um grupo na tabela periódica.
• 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+
Tamanho dos átomos
e dos íons

• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g)  Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso:
Na+(g)  Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se
remover o elétron.
Energia de ionização

Exemplo:
 Mg (g) + 7,6 eV → Mg+ + 1 e- (1ª EI)
 Mg+
(g) + 14,9 eV → Mg2+ + 1 e- (2ª EI)
 Mg2+
(g) + 79,7 eV → Mg3+ + 1 e- (3ª EI)
 Assim: EI1< EI2 < EI3 < …..

Variações nas energias de
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um
elétron mais interno é removido.

Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao
descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do
orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto
elétron p.

Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com
o maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5)
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo
valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5)  F (1s2 2s2 2p6)

AFINIDADE ELETRÔNICA OU
ELETROAFINIDADE
 É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado
gasoso,“captura” um elétron.
X (g) + e- → X-
(g) + Energia

• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo
gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e-  Cl-(g)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo
acima) quanto endotérmica:
Ar(g) + e-  Ar-(g)
Afinidades eletrônicas

ELETRONEGATIVIDADE
A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.
Pauling foi o primeiro a elaborar o conceito de Eletronegatividade.
Em sua definição, eletronegatividade, é a capacidade de um
elemento atrair elétrons para si quando ele faz parte de um
composto.

Ele argumentou que o excesso de energia Δ, de
uma ligação A – B em relação a energia média das
ligações A – A e B – B pode ser atribuída a
presença de uma contribuição iônica á ligação
covalente. Ele definiu a diferença de
eletronegatividade como
│χA –χB │ = 0,102 √ Δ

Onde Δ é medida em kJmol-1 e é determinado pela
expressão:
Δ = E(A – B) – ½ {E(A – A) + E(B – B)}
Assim, se a energia de ligação A – B difere
marcadamente da média das ligações não polares A – A e
B – B, presume-se que há uma substancial contribuição
iônica para a ligação A – B e assim, uma grande
diferença de eletronegatividade entre os dois átomos.

B C N O F
Cl
Br
I
H
Fr
ELETRONEGATIVIDADE

ELETROPOSITIVIDADE
 CARÁTER METÁLICO: Propriedade periódica associada à reatividade
química.
A eletropositividade, também denominada de caráter
metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a
tendência de um átomo de perder elétrons. Opõe-se à
eletronegatividade.

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.
• 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.
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.
Metais, não-metais
e metalóides

Metais
Metais, não-metais
e metalóides

Metais
• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água  hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq)
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)
Metais, não-metais
e metalóides
brometo de alumínio

Não-metais
• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água  ácido
P4O10(s) + H2O(l)  4H3PO4(aq)
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.
Metais, não-metais
e metalóides

FAMÍLIA NOME CONFIGURAÇÃO
DA ÚLTIMA
CAMADA
COMPONENTES
1 A OU 1 METAIS ALCALINOS ns' Li, Na, K, Rb, Cs,
Fr
2 A OU 2 METAIS ALCALINOS-
TERROSOS
ns² Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra
3 A OU 13 FAMÍLIA DO BORO ns² np' B, Al, Ga, In, Tl
4 A OU 14 FAMÍLIA DO CARBONO ns² np² C, Si, Ge, Sn, Pb
5 A OU 15 FAMÍLIA DO
NITROGÊNIO
ns² np³ N, P, As, Sb, Bi
6 A OU 16 CALCOGÊNIOS ns² np4 O, S, Se, Te, Po
7 A OU 17 HALOGÊNIOS ns² np5 F, Cl, Br, I, At
8 A, 0 OU18 GASES NOBRES ns² np6 He, Ne, Ar, Kr, Xe,
Rn

FAMÍLIAS B
Os elementos dessas famílias são
denominados genericamente elementos
de transição.
Uma parte deles ocupa o bloco central da
tabela periódica, de IIIB até IIB (10
colunas), e apresenta seu elétron mais
energético em subníveis d (transição ou
transição externa).

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
1
d 2
d 3
d 4
d 5
d 6
d 7
d 8
d 9
d 10
d
Exemplo:
Fe (Z = 26): 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6
Família: VIIIB

A outra parte deles está deslocada do
corpo central, constituindo as séries dos
lantanídeos e dos actinídeos.
Essas séries apresentam 14 colunas. O
elétron mais energético está contido em
subnível f (f1 a f14), transição interna.

Elementos de transição externa:
Período 4: titânio, vanádio, cromo, manganês, ferro, cobalto, níquel e
cobre.
Período 5: zircônio, nióbio, molibdênio, tecnécio, rutênio, ródio,
paládio e prata.
Período 6: háfnio, tantálio, tungstênio, rênio, ósmio, irídio, platina e
ouro.
Elementos de transição interna:
Observe na tabela que os elementos pertencentes a esta classe são
mostrados à parte, na parte inferior da Tabela, e se classificam em:
Lantanídeos: elementos que possuem número atômico 57 até o 71.
Actinídeos: elementos que possuem número atômico 89 até o 103.

Grupo 1A: os metais alcalinos
• Todos os metais alcalinos são macios.
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M  M+ + e-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás
hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l)  2MOH(aq) + H2(g)
Tendências de grupo para os
metais ativos

• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o
O2:
4Li(s) + O2(g)  2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g)  KO2(s) (superóxido)
• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados
em uma chama à alta temperatura.
• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando
retorna ao estado fundamental.
metais ativos

metais ativos

Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
metais ativos

Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que
os metais alcalinos.
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M  M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de
água. Do Ca em diante:
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g)
metais ativos

Hidrogênio
• O hidrogênio é um elemento singular.
• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.
• Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H,
como perder seu elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g)  2NaH(s)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
• O H+ é um próton.
• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
Tendências de grupo para
alguns não- metais

Grupo 6A: o grupo do oxigênio
alguns não- metais

Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um
gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O
ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:
3O2(g)  2O3(g) H = 284,6 kJ.
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
alguns não- metais

Grupo 6A: o grupo do oxigênio
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente,
uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás nobre.
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por
exemplo, H2O) e 1- (por exemplo, H2O2).
• O enxofre é outro importante membro desse grupo.
• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
alguns não- metais

Grupo 7A: os halogênios
alguns não- metais

• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron
para formar um ânion:
X2 + 2e-  2X-.
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:
2F2(g) + 2H2O(l)  4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ.
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
alguns não- metais

• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é
produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl):
2NaCl(aq) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl)
que desinfeta a água de piscina:
Cl2(g) + H2O(l)  HCl(aq) + HOCl(aq).
• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos
fortes, com exceção do HF.
alguns não- metais

Grupo 8A: os gases nobres
alguns não- metais

Grupo 8A: os gases nobres
• Todos esses são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p
completamente preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado:
XeF2, XeF4 e XeF6.
• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos
são o KrF2 e o HArF.
alguns não- metais

“Jamais considere seus estudos como uma obrigação,
mas como uma oportunidade invejável para aprender
a conhecer a influência libertadora da beleza do
reino do espírito, para seu próprio prazer pessoal
e para proveito da comunidade à qual seu futuro
trabalho pertencer."
Albert Einstein

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