Prop gerais

Propriedades gerais dos elementos

 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.
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
sua previsão

 Moseley e o número atômico
 descobriu uma característica numérica dos átomos de
cada elemento que ficou conhecida com número
atômico e que posteriormente foi associada ao
número de prótons
 Lei Periódica: estabelece que quando os elementos
são listados, seqüencialmente, em ordem crescente
do número atômico, é observada uma repetição
periódica em suas propriedades.
 A tabela periódica moderna: organiza os elementos
em ordem crescente de número atômico.

 Família ou grupo: conjunto de átomos com propriedades químicas
semelhantes e mesma configuração eletrônica no último nível de
energia. Ex.: Família dos elementos alcalinos.
 Período: conjunto de elementos com elétrons dispostos no
mesmo número de níveis de energia. Ex.: lítio, berílio, flúor e
neônio.
PROPRIEDADES
QUÍMICAS DEPENDEM
CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA DO
NÍVEL ENERGIA

 são aquelas cujos valores numéricos
crescem ou decrescem à medida que o
número atômico aumenta.
- Massa Atômica: sempre aumenta com o
aumento do número atômico.
- Calor Específico: o calor específico do
elemento no estado sólido sempre diminui
com o aumento do número atômico.

 Se repetem de período em
período, variando periodicamente com o
número atômico.

 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.

 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.

 Tendências periódicas nos raios
atômicos
 O tamanho atômico varia consistentemente através da
tabela periódica.
 Ao descermos em um grupo, o raio dos átomos aumenta.
 Ao longo dos períodos da tabela periódica, o raio dos
átomos torna-se menor.
o Existem dois fatores agindo:
o - Número quântico principal, n, e
o - a carga nuclear efetiva, Zef.
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo
polieletrônico.
• 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.

• 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.

 Nos períodos 4,5 e 6 o decréscimo nos raios atômicos ao
longo do período é moderado pela intervenção da série dos
elementos de transição. Por quê?
 Na configuração eletrônica dos elementos de transição é
há um aumento gradual do número de elétrons na segunda
camada externa (n-1), e não na camada de valência, n.
sendo os elétrons colocados em (n-1)d, entre o núcleo e a
camada de valência, protegendo parcialmente os elétrons
da camada de valência da força de atração exercida pelo
núcleo. Isso reduz a carga nuclear efetiva mantendo os
elétrons de valência do átomo. Assim, ao longo da série
dos elementos de transição, o raio atômico não decresce
tão rapidamente como nas séries dos elementos
representativos. No final da série dos elementos de
transição, a subcamada (n-1)d se aproxima de sua
população máxima, 10 elétrons, aumen6tando o efeito de
blindagem, conseqüentemente, as repulsões inter-
eletrônicas entre a camada (n-1) e a camada de valência
provocam um menor aumento no tamanho.

 Percorrendo a série dos lantanóides, os elétrons são
adicionados à subcamada (n-2)f, enquanto aumenta,
simultaneamente, a carga nuclear. O aumentos do
efeito de blindagem dos elétrons da subcamada f
compensa quase completamente o aumento da carga
nuclear, resultando numa pequena contração através
da série.
 De um lantanóide para o próximo, o aumento do
efeito de blindagem exercido pelos elétrons da
camada interna resulta num aumento da carga
nuclear. Assim, a contração do raio é de 0,001nm de
um átomo para o outro, mas como eles são 14
elementos na série, a contração é de 0,013nm. Esta
contração total é significativa e é denominada
contração lantanídica.

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.

 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+

 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.

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

 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 aumenta 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
 Os elétrons s são mais eficazes na proteção
do que os elétrons p. Consequentemente, 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.

Be
Mg
Valores elevados devido a
estabilidade do subnível s
preenchido
Ga In
B
Al
Decréscimo esperado
O Ga é precedido pelos
elementos da 1° série de
transição (3d
preenchendo), tornando-o
menor. Assim como na 2° e
3° series de transição.

 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)

 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)
 Analise as configurações eletrônicas para determinar
se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa.
 O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao
orbital 4s, que tem uma energia significativamente
maior do que a energia do orbital 3p.

 A afinidade eletrônica só apresenta aplicações práticas
para os não-metais, pois seus átomos tendem a receber
elétrons. Para os metais é muito difícil medir a
eletroafinidade, porque seus átomos não tendem a receber
elétrons, isto é, não ficarão estáveis ao receberem
elétrons.
 Essa variação se explica pela distância entre o elétron e o
núcleo: quanto menor o raio, mais energia deverá perder.
Portanto, a afinidade eletrônica tem uma variação
paralela, mas inversa ao raio.

 É a tendência que um átomo tem de atrair para sí
elétrons quando combinado, formando um composto.
 A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza
absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade
estamos comparando a força de atração exercida pelos
átomos sobre os elétrons de uma ligação.
 Átomos com níveis eletrônicos quase completos terão
eletronegatividades maior do que átomos com níveis
eletrônicos escassamente preenchidos.

 Formam-se ligações covalentes entre elementos com
valores próximos de eletronegatividades e as ligações
iônicas entre elementos com eletronegatividade muito
diferentes.
A : B
δ+δ-

 Essa força de atração tem uma relação com o RAIO ATÔMICO:
Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de
atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor.
Também não é definida para os gases nobres.
 A eletronegatividade é uma propriedade que resulta da ação
conjunta da energia de ionização e da eletroafinidade, mede a
tendência relativa que um átomo possui de atrair elétrons e se
torna mais perceptível quando o átomo está participando de uma
ligação química. Coube a Linus Pauling criar uma escala
arbitrária para medir essa tendência, que é relativa, pois é
estabelecida comparativamente. Na escala de Pauling, ao
elemento mais eletronegativo (o flúor) foi atribuída
eletronegatividade 4,0. As demais são determinadas em função
dessa, correspondendo ao elemento menos eletronegativo (o
césio) o valor 0,7.

 Quando dois íons A+ e B- se aproximam o tipo de ligação
dependerá do efeito de um sobre o outro. O íon positivo atrai o
íon negativo e repele o núcleo, provocando uma distorção ou
polarizando o íon negativo se a polarização for pequena resulta
ligação iônica.
 Poder polarizante - capacidade de um íon em provocar
distorção.
 Polarizabilidade - suscetibilidade do íon em sofrer distorção.
 Poder polarizante aumenta à medida que os íons se tornam
menores e à medida que aumenta sua carga.

 Regras de Fajans - A formação de ligações covalentes é
favorecida por:

 - íon positivo pequeno.
 - íon negativo grande.
 - cargas elevadas em ambos os íons.

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.

 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
 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)

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.

 É um ciclo termodinâmico que relaciona a
energia reticular de um cristal com dados
termodinâmicos como: Entalpia de
sublimação (ΔHs), Energia de Ionização (EI),
Entalpia de Dissociação (ΔHd), Afinidade
Eletrônica (AE) e Energia Reticular (U),
seguindo a seguinte equação:
Lei de Hess: ΔHf = ΔHs + EI + 1/2ΔHd + AE + U

Entalpia de
formação
ΔHf
Entalpia de sublimação
ΔHs
Energia de
Ionização
EI
½ Entalpia
de
dissociação
ΔHd
Afinidade
eletrônica
AE
Energia
Reticular
U
Obtido
pela lei
de Hess

 Percorrendo a tabela da esquerda para a
direita diminui o tamanho dos átomos por
causa da carga nuclear
adicional, aumentando a energia de
ionização.
 O caráter metálico também diminui.
 Os óxidos tornam-se menos básicos.
 Descendo um grupo da tabela aumenta o
tamanho dos átomos. Decresce assim a
energia de ionização e aumenta o caráter
metálico. Os óxidos tornam-se mais básicos.

 Percorrendo diagonalmente a tabela, os elementos
mostram certas semelhanças estas são semelhanças
acentuadas nos seguintes pares de elementos.
 Li Be B C
 Na Mg Al Si
 Num período, da esquerda para a direita a carga dos
íons aumenta, o tamanho dos íons
diminui, provocando aumento do poder polarizante.
 Num grupo, de cima para baixo o tamanho dos íons
aumenta e o poder polarizante decresce.
 Diagonalmente estes dois efeitos cancelam-se
parcialmente, não havendo variação acentuada
nestas propriedades.

 A reatividade de um elemento químico está associada à
sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder
elétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos os
metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto
os ametais que ganham elétrons com maior facilidade.
 Um átomo pequeno atrai elétrons mais facilmente que um
átomo grande.
 Os gases nobres, em condições naturais, são estáveis e não
se ligam a nenhum outro átomo. Devido a esse
fato, poderemos dizer que os gases nobres apresentam
eletronegatividade e eletroafinidade nulas.
 A propriedade inversa a eletronegatividade recebe o nome
de eletropositividade

conclusões:
a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)
b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).

 As propriedades físicas são determinadas
experimentalmente, mas, em função dos dados
obtidos, podemos estabelecer regras genéricas para sua
variação, considerando a posição do elemento na tabela
periódica

Chama-se DENSIDADE ABSOLUTA (d) ou massa
específica de um elemento ao quociente entre sua
massa (m) e seu volume (v). Portanto: d = m/v.
Num grupo, a densidade absoluta varia no mesmo
sentido que o volume.
Num período, a densidade absoluta varia no
sentido oposto dos volumes atômicos; isso é
explicável, pois pela fórmula d = m/v, quanto
menor o volume maior deverá ser a densidade.

O Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).
*** A tabela apresenta densidade obtida a 0 ° C e 1 atm.

 Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos
terrosos), IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF)
e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da
tabela.
 De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores
PF e PE estão situados na parte inferior.
 Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE crescem das
extremidades para o centro da tabela.
Entre os metais o tungstênio (W) é o que apresenta o maior PF: 5900 ° C. Uma
anomalia importante ocorre com o elemento químico carbono (C),um ametal: Ele tem
uma propriedade de originar estruturas formadas por um grande número de átomos, o
que faz com que esse elemento apresente elevados pontos de fusão ( PF =3550 ° C)

É o volume ocupado por 1 mol (6,02 x10²³ átomos) de um
elemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume de
um átomo mas o volume de um conjunto (1 mol) de átomos,
consequentemente, no volume influem não só o volume individual
de cada átomo, como também o espaçamento existente entre os
átomos.
Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com o
número atômico.
Num período, o volume atômico cresce do centro para as
extremidades, à esquerda, o crescimento acompanha o raio
atômico, já à direita, a variação é oposta porque, nos elementos
aí situados (principalmente nos não-metais), o “espaçamento”
entre os átomos passa a ser considerável.

 Lee, J.D.- Química Inorgânica- 4ª Edição- Editora Edgar
Blucher Ltda- 1996,-São Paulo - Brasil.
 MAHAN, Bruce H. & MYERS, R. J. Química - Um Curso
Universitário. Ed. Edgard Blucher LTDA: São Paulo, 2003.
 ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química:Questionando a
vida moderna e o meio ambiente. Bookman: Porto
Alegre, 2001.
 http://www.conteudoglobal.com/cultura/tabela_periodica
/index.asp?action=classificacoes_periodicas_elementos_an
tigas&nome=Classifica%E7%F5es+Peri%F3dicas+dos+Element
os+Antigas Acesso em 18/03/2013
 http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u10.jhtm
Acesso em 18/03/2013
 http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a07.pdf
Acesso em 18/03/2013

 Pesquisa sobre as propriedades
fisiológicas, ocorrência, obtenção e
utilização dos elementos (ex: separação
mecânica, decomposição térmica, redução
quimica a altas temperaturas, etc)
 Resolução da lista de exercícios.

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