O documento discute conceitos fundamentais da estrutura eletrônica e tabela periódica, incluindo blocos, períodos, grupos principais, carga nuclear efetiva, raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica e efeito do par inerte. Explica como as propriedades dos elementos variam periodicamente de acordo com sua configuração eletrônica.

1. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
A periodicidade das propriedades dos átomos
Tabela periódica
Carga nuclear efetiva (Zef)
Os blocos da tabela periódica são nomeados segundo o último
orbital que é ocupado de acordo com o princípio da construção. Zef = Z– σ onde:
Os períodos são numerados de acordo com o número quântico Z = carga nuclear real (no atômico)
principal da camada de valência.
σ é o efeito de blindagem
Os blocos s e p são os elementos representativos da tabela
periódica. As configurações eletrônicas semelhantes dos elementos
do mesmo grupo principal são a causa das propriedades
semelhantes desses elementos. O número do grupo diz quantos
elétrons estão presentes na camada de valência;
Cada novo período corresponde à ocupação da camada com o
número quântico principal mais alto do que o anterior. Essa
correspondência explica as diferenças de tamanho dos períodos;
Os elementos do bloco f possuem propriedades químicas muito
semelhantes, porque sua configuração eletrônica difere somente
na população dos orbitais f internos e estes elétrons participam
pouco da formação de ligação.

2. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
Raio atômico Periodicidade do raio atômico
Raio atômico de um elemento é definido como sendo a metade
da distância entre os centros de átomos vizinhos.
Se o elemento é um metal, o raio atômico é a metade da distância
entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida;
Se o elemento é um não metal ou um metalóide, usa-se a distância
entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química – raio
covalente; Os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda para a direita
Se o elemento é um gás nobre usa-se o raio de Van der Waals, em cada período devido ao aumento da carga nuclear efetiva, e
que é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos crescem em cada grupo quando camadas sucessivas são ocupadas.
em uma amostra do gás sólido;
Raio iônico
O raio de Van der Waals é sempre muito maior do que o raio
covalente.
Raio iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons
vizinhos em um sólido iônico. Em outras palavras, a distância
entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos
dois raios iônicos.

3. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
Tendências de periodicidade dos raios iônicos Energia de ionização (I)
ionizaç
É a energia necessária para remover um elétron de um átomo
na fase gasosa.
X+(g) + e-(g) I = E(X+) – E(X)
X(g)
Cu+(g) + e-(g) I 1= 8,14 eV, 785 kJ . Mol-1
Cu(g)
Cu+(g) Cu2+(g) + e-(g) I 2= 20,26 eV, 1995 kJ . Mol-1
I1 < I2 < I3 …
Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de n em um grupo
e decrescem da esquerda para a direita em um período. Os cátions
são menores e os ânions são maiores do que os átomos originais.
Os cátions são menores o que os átomos originais pois para formá-
lo, os átomos perdem um ou mais elétrons expondo o seu caroço
menor. Já o ânion é maior devido ao aumento da repulsão
eletrônica.

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Estrutura eletrônica e tabela periódica
Exceções da energia de ionização
Exceç ionizaç
A primeira energia de ionização geralmente decresce em um grupo.
Com poucas exceções a primeira energia de ionização aumenta da
esquerda para a direita no período e cai para valores mais baixos no
início do período seguinte.
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p,
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.
• O elétron mais externo é mais facilmente removido ao
Configurações eletrônicas de íons
Configuraç
descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-
se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso.
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital
com o maior número quântico principal, n:
• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do
período. Ao longo de um período, Zef aumenta.
Li (1s2 2s1) → Li+ (1s2)
Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron.
Fe ([Ar]3d6 4s2) → Fe3+ ([Ar]3d5)
• Existem duas exceções: a remoção do primeiro elétron p e a
•Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo
remoção do quarto elétron p.
valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) → F- (1s2 2s2 2p6)

5. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
Afinidade Eletrônica Eae Efeito do par inerte
Efeito do par inerte é a tendência a íons com carga duas
A afinidade eletrônica de um elemento é a energia liberada
unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo .
quando um elétron se liga a um átomo na fase gasosa .
Grupo 13/III – Al → Al+3, In → In3+ e In+
X(g) + e-(g) → X- (g) Eae= E(X) – E(X-)
Grupo 14/IV – Sn → Sn4+, Pb → Pb+2
Cl(g) + e-(g) → Cl- (g) Eae= 3,62 eV, 349 kJ . Mol-1
Al – [Ne]3s2 3p1, In – [Kr]4d10 5s2 5p1
Sn – [Kr]4d105s25p2, Pb – [Xe]4f145d106s26p1
A afinidade eletrônica é muito menos periódica do que o raio
atômico e a energia de ionização. Entretanto, uma tendência é
claramente visível, as afinidades eletrônicas são maiores na parte
superior direita da tabela periódica
O efeito do par inerte é devido, em parte, às energias relativas dos
Cuidado!!!! Os valores positivos da afinidade eletrônica dizem que elétrons de valência s e p. Nos períodos mais tardios da tabela
após a adição do elétron a energia é liberada. Para valores positivos, periódica, os elétrons de valência s tem energia muito baixa por
faz-se necessário energia para adicionar o elétron ao elemento. Em causa da sua boa penetração e da baixa capacidade de blindagem
alguns livros esses sinais são invertidos, pois referem-se a valores de dos elétrons d. Portanto eles podem permanecer ligados ao átomo
entalpia. durante o processo de ionização.

6. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
Relações diagonais
Relaç Exemplo de relação diagonal
relaç
As relações diagonais são semelhanças de propriedades entre
vizinhos diagonais nos grupos principais da tabela periódica.
O boro (acima) e o silício (abaixo),
possuem uma relação diagonal.
Ambos são sólidos brilhantes, com
alto ponto de fusão. Possuem ainda
várias semelhanças químicas.
Elementos dos grupos principais
A relação diagonal deve-se em parte às características de raio
atômico e energia de ionização desses elementos.

7. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
Características dos metais e não-metais
Caracterí não-
Elementos do grupo 14/IV. Da esquerda para a direita: carbono
(como grafita), silício, germânio, estanho e chumbo.
Os elementos do bloco p, localizados a esquerda,
principalmente os mais pesados, possuem energias de
ionização baixas o suficiente, para que eles tenham algumas
propriedades metálicas dos elementos do bloco s. Contudo,
suas energias de ionização são muito mais elevadas por isso
são menos reativos do que os elementos do bloco s.
Elementos do grupo 16/VI. Da esquerda para a direita:
Oxigênio, enxofre, selênio e telúrio. Observe a tendência de
não-metal a metalóide
Metais alcalinos são macios, Os elementos do bloco p, localizados a direita tem afinidades
reativos e tem cor prateada. Uma eletrônicas caracteristicamente altas: tendem a ganhar
superfície recentemente cortada elétrons para completar camada. Exceto os metalóides Te e
cobre-se rapidamente com o Po, os membros dos grupos 16/VI e 17/VII são não metais.
óxido correspondente. Eles formam compostos moleculares entre si e reagem com
metais para formar ânions em compostos iônicos.

8. Química Geral Prof.: Sandro J. Greco
Estrutura eletrônica e tabela periódica
Metais de transição
transiç
Todos os elementos do bloco d são metais com características
intermediárias entre os elementos do bloco s e p;
Como os metais de transição de um mesmo período diferem
principalmente no número de elétrons d, e estão em camadas
internas, sua propriedades são muito semelhantes;
A maior parte dos metais do bloco d ao perderem elétrons para
formar cátions o fazem no subnível s externo, entretanto, formam
íons com diferentes estados de oxidação;
A disponibilidade dos orbitais d dos metais de transição é em
grande parte responsável pela utilização desses elementos como
catalisadores na indústria química.e a semelhança do raio atômico.
Elementos na primeira linha do bloco d: Acima (da esquerda
para a direita): escândio, titânio, vanádio, cromo e manganês.
Abaixo: ferro, cobalto, níquel, cobre e zinco.