2

3

4

5

Até o final do século Nº de elementos químicos conhecidos XVII 14 XVIII 33 XIX 83

Até hoje ~ 115

Periodicidade química• Século XVI- Pesquisadores iniciaram a relacionar as

propriedades de algumas substâncias e a massa atômica dos átomos que constitui.

• No começo de 1800 as propriedades dos elementos e dos seus compostos já eram razoavelmente conhecidas e muitas semelhanças nas propriedades químicas e físicas se tornaram aparentes.

6

7

8

Outra forma de dividir a tabela e pela natureza dos elementos. Eles são:•Metais: constituem cerca de 74% dos elementos; são bons condutores de calor e eletricidade, dúcteis e maleáveis, e sólidos em condições ambientes, exceto o Hg.•Não-metais: constituem cerca de 25% dos elementos, porém são os mais abundantes na natureza; são maus condutores de eletricidade e calor, não dúcteis nem maleáveis e são sólidos ou gases em condições ambientes.

Tabela periódica moderna

Metais: 90 elementosMetais: 90 elementosNão-metais: 11 elementosNão-metais: 11 elementosSemi-metais: 7 elementosSemi-metais: 7 elementos

Gases Nobres: 6 elementosGases Nobres: 6 elementosHidrogênioHidrogênio

10

• Alguns grupos da tabela periódica possuem nomes especiais:

• Grupo 1 – Alcalinos• Grupo 2 – Alcalinos terrosos

• Grupo 16 – Calcogênios• Grupo 17 – Halogênios

• Grupo 18 – Gases nobres• As linhas horizontais são chamadas de períodos e são numeradas de cima para baixo:

Tabela periódica moderna

11

Raio atômicoEnergia de ionizaçãoAfinidade eletrônicaEletronegatividade

12

13

14

Raio Atômico

15

Raio Atômico• O raio atômico deveria ser definido como a distância entre o

núcleo e o elétron da última camada. Mas, como a nuvem eletrônica não apresenta fronteiras bem delimitadas, essa medida é muito difícil. Entretanto, quando átomos empacotam-se em sólidos, seus centros encontram-se a uma distância bem definida de um ao outro. O raio atômico é a metade da distância internuclear entre os dois átomos vizinhos e idênticos de uma molécula.

16

Raio Atômico• O raio atômico é a metade da distância internuclear entre os

dois átomos vizinhos e idênticos de uma molécula.

d

r

r = d/2 (raio de cada átomo)r = d/2 (raio de cada átomo)

A medida experimental do raio atômico é feita A medida experimental do raio atômico é feita através da técnica de Difração de Raio-X.através da técnica de Difração de Raio-X.

17

Raio Atômico• Os raios atômicos dependem, fundamentalmente, Os raios atômicos dependem, fundamentalmente,

de como os átomos estão ligados. Se o elemento é de como os átomos estão ligados. Se o elemento é um metal ou um gás nobre, medimos a distância um metal ou um gás nobre, medimos a distância internuclear em uma amostra sólida. Por exemplo, internuclear em uma amostra sólida. Por exemplo, a distância internuclear entre átomos de cobre a distância internuclear entre átomos de cobre metálico é 0,256nm e o raio do cobre é 0,128nm.metálico é 0,256nm e o raio do cobre é 0,128nm.

• Se o átomo for um não-metal, usamos a distância Se o átomo for um não-metal, usamos a distância internuclear de átomos ligados por uma ligação internuclear de átomos ligados por uma ligação covalente. Esse raio também é conhecido como covalente. Esse raio também é conhecido como raio covalenteraio covalente. Por exemplo, a distância . Por exemplo, a distância internuclear na molécula de Hinternuclear na molécula de H22 é 0,074nm o raio é 0,074nm o raio covalente do hidrogênio é 0,037nm. Já na covalente do hidrogênio é 0,037nm. Já na molécula de Clmolécula de Cl22 a distância entre os núcleos é de a distância entre os núcleos é de 0,198nm e o raio covalente do cloro é 0,099nm0,198nm e o raio covalente do cloro é 0,099nm

18

Raio Atômico• Se a ligação entre os elementos for iônica, o raio medido

será o raio iônico. O raio iônico é a distância internuclear entre dois íons vizinhos em um sólido iônico.

• Na prática, adotamos como referência o raio do ânion O2- (0,140nm) e a diferença no respectivo óxido será o raio do cátion. Por exemplo, a distância internuclear no óxido de magnésio (MgO) é 0,212nm e o raio do cátion Mg2+ é dado como 0,212 – 0,140 = 0,072nm.

• Na formação de um íon, o raio iônico deverá aumentar para os ânions (ganho de elétrons) e diminuir para os cátions (perda de elétrons) . Quanto maior for o número uanto maior for o número de elétrons ganhos ou perdidos, maior será a diferença de elétrons ganhos ou perdidos, maior será a diferença entre os raios iônico e atômico. Veja o exemplo do entre os raios iônico e atômico. Veja o exemplo do vanádio:vanádio:

Raio atômico do V = 0,131nmRaio atômico do V = 0,131nmRaio iônico do VRaio iônico do V2+2+ = 0,088nm = 0,088nmRaio iônico do VRaio iônico do V3+3+ = 0,074nm = 0,074nmRaio iônico do VRaio iônico do V4+4+ = 0,060nm = 0,060nm

19

Variação do Raio Atômico

na Tabela Periódica

20

Raio Atômico na tabela periódica

• Dentro de um mesmo grupo da tabela periódica, os raios atômicos (covalentes ou iônicos) AUMENTAM devido ao sucessivo aumento do número atômico (aumento de Z) e do aparecimento de novos níveis de energia (aumento das camadas).

• Veja, por exemplo, como aumenta o raio atômico e iônico dentro do grupo 1:

ÁtomoÁtomo Raio atômico (nm)Raio atômico (nm) ÍonÍon Raio iônico (nm)Raio iônico (nm)

LiLi 0,1570,157 LiLi++ 0,0580,058NaNa 0,1910,191 NaNa++ 0,1020,102KK 0,2350,235 KK++ 0,1380,138

RbRb 0,2500,250 RbRb++ 0,1490,149CsCs 0,2720,272 CsCs++ 0,1700,170

21

Raio Atômico na tabela periódica

• Em um mesmo período, os raios atômicos DECRESCEM a medida que AUMENTA a carga nuclear efetiva (Z*). A pouca blindagem, provocada pelo acréscimo de elétrons a um mesmo nível de energia, faz com que os elétrons sejam mais atraídos pelo núcleo. Veja, por exemplo, como diminui os raios atômicos para os elementos do segundo período:

ÁtomoÁtomo Z*Z* ConfiguraçãoConfiguração Raio atômico (nm)Raio atômico (nm)

LiLi 1,261,26 1s1s222s2s11 0,2520,252BeBe 1,661,66 1s1s222s2s22 0,1920,192BB 1,561,56 1s1s222s2s222p2p11 0,1700,170CC 1,821,82 1s1s222s2s222p2p33 0,1450,145NN 2,072,07 1s1s222s2s222p2p33 01280128OO 2,002,00 1s1s222s2s222p2p44 0,1320,132FF 2,262,26 1s1s222s2s222p2p55 0,1170,117

NeNe 2,522,52 1s1s222s2s222p2p66 0,1050,105

22

23

Contração lantanídica• Ao longo da série dos lantanídeos (Z=57 até Z=70) e dos

actinídeos (Z=89 até Z=102), respectivamente no 6o e 7o períodos, verifica-se um efeito maior de blindagem pelos elétrons internos (subnível f) resultando em um aumento pequeno da carga nuclear efetiva (Z*).

• Tanto na série dos lantanídeos, quanto na série dos actinídeos, observa-se que a contração do raio é de 0,001nm entre os átomos da série, o que torna a diferença entre os raios atômicos desprezível. Porém, como são 14 elementos, ao final da série há uma contração total de 0,013nm. Essa diferença é bastante significativa para os raios do primeiro e do último elemento da série.

• Essa variação dos raios atômicos provocada pela adição de elétrons ao subnível f é conhecida como contração lantanídica.

24

Contração lantanídica• A contração lantanídica praticamente cancela o efeito

de adição dos elétrons da última camada no 6o período fazendo com que os raios atômicos no 5o e 6o períodos apresentem raios atômicos semelhantes.

• Esta semelhança no tamanho dos átomos de Zircônio e Háfnio faz com que os seus compostos (sais, óxidos, etc.) apresentem propriedades físicas e químicas semelhantes (Ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade em água, etc.) e, conseqüentemente, torna a separação entre eles mais difícil. Por isso, compostos de Zr e Hf, geralmente, são encontrados juntos na natureza.

25

26

Energia de Ionização• Energia de ionização é a energia necessária para

remover completamente um elétron de um átomo, ou íon, no estado gasoso:

• A E.I. de um átomo varia de acordo com a Lei de Coulomb, ou seja, é diretamente proporcional as cargas (q+.q-) e inversamente proporcional ao quadrado do raio (r).

- e M M (g)(g)

qq++.q.q--

44oorr22F = - F = -

Lei de CoulombLei de Coulomb

Z*

ou

r

28

Energia de Ionização• Para a primeira energia de ionização (1a E.I.) partimos de

um átomo neutro:

Cu(g) Cu+(g) + e- 1a E.I. = +785 kJ.mol-1

• Já da segunda energia de ionização (2a E.I.) em diante partimos de um íon:

Cu+(g) Cu2+

(g) + e- 2a E.I. = +1955 kJ.mol-1

• Observe que a 2a E.I. é bem maior que a 1a E.I. De fato, após retiramos o primeiro elétron é mais difícil arrancar os elétrons seguintes, pois num cátion o número de prótons é maior que o número de elétrons, aumentando, assim, a atração do núcleo.

• Observe, também, que o valor da E.I. tem sinal positivo, ou seja, é uma energia absorvida pelo átomo.

29

Energia de Ionização• Ao longo de um mesmo período da tabela periódica, a

1a E.I. cresce com o aumento da carga nuclear efetiva (Z*) e a diminuição do raio atômico. Observe, por exemplo, como varia a 1a E.I. ao longo do segundo período:ÁtomoÁtomo Z*Z* Raio atômico (nm)Raio atômico (nm) 11aa E.I. (kcal/mol) E.I. (kcal/mol)

LiLi 1,261,26 0,2520,252 124124BeBe 1,661,66 0,1920,192 215215BB 1,561,56 0,1700,170 191191CC 1,821,82 0,1450,145 260260NN 2,072,07 01280128 335335OO 2,002,00 0,1320,132 314314FF 2,262,26 0,1170,117 402402

NeNe 2,522,52 0,1050,105 497497

30

Energia de Ionização• Ao longo dos períodos, existem algumas exceções:• Berílio (Be) e Boro (B) – Ao contrário do esperado, a 1a

E.I. no B é menor que a 1a E.I. do Be . Apesar de serem elétrons de um mesmo nível (n=2), os elétrons 2s do Be estão mais próximos e mais atraídos pelo núcleo, enquanto os elétrons 2p do B são blindados pelos elétrons 2s, diminuindo a atração do núcleo sobre eles. O mesmo efeito é percebido entre o Mg e Al, Ca e Ga.

• Oxigênio (O) e Nitrogênio (N) – A 1a E.I. no O é menor que a 1a E.I. do N. Observando as distribuições eletrônicas, vê-se que o orbital 2p4 do O apresenta uma repulsão maior que o orbital 2p3 do N. Essa maior repulsão torna mais fácil a remoção deste elétron.

2p4

Há uma repulsão Há uma repulsão entre os elétrons entre os elétrons

ocupando o mesmo ocupando o mesmo orbital.orbital.

-1 0 +1

31

Energia de Ionização• Ao longo de um grupo da tabela periódica, a 1a E.I.

decresce. A medida que aumenta o número de camadas, aumenta a blindagem dos elétrons mais internos e o raio atômico, tornando mais fácil a remoção dos elétrons mais externos. Observe como varia a 1a E.I. ao longo do Grupo 1:

• Nos gases nobres (grupo 18) a E.I. é muito elevada, pois a remoção de um elétron quebra o “octeto” de elétrons na última camada (camada de valência).

ÁtomoÁtomo PeríodoPeríodo Raio atômico (nm)Raio atômico (nm) 11aa E.I. (kJ.mol E.I. (kJ.mol-1-1))

LiLi 22oo 0,1570,157 519519NaNa 33oo 0,1910,191 494494KK 44oo 0,2350,235 418418

RbRb 55oo 0,2500,250 402402CsCs 66oo 0,2720,272 376376

32

33

34

35

36

37

38

39

Afinidade Eletrônica• Afinidade eletrônica é quantidade de energia

liberada quando um átomo, no estado gasoso, recebe um elétron na sua camada de valência.

• A.E. também varia de acordo com a Lei de Coulomb, só que a relação é inversamente proporcional, ou seja, quanto maior a carga e menor o raio maior é a afinidade eletrônica.

- A-e A (g)(g)

qq++.q.q--

44oorr22F = - F = -

Lei de CoulombLei de Coulomb

Z*

ou

r

40

Afinidade Eletrônica• A.E. é difícil de ser medida e valores precisos não são

conhecidos para todos os elementos. Alguns valores foram obtidos experimentalmente e outros foram calculados teoricamente. A A.E. é sempre um valor negativo, pois representa sempre a energia liberada.

F(g) + 1e- F-(g) 1a A.E. = -328 kJ.mol-1

• Ao longo de um período da tabela periódica, os valores de A.E. aumentam com o aumento da carga nuclear efetiva (Z*) e diminuição do raio atômico (r) até alcançar o seu máximo em cada período na família dos halogênios (grupo 17).GruposGrupos 11 22 1313 1414 1515 1616 1717

22oo período período LiLi BeBe BB CC NN OO FF

11aa A.E. A.E.(kJ.mol(kJ.mol-1-1))

6060 00 2727 122122 -7-7 141141 328328

41

Afinidade Eletrônica• Algumas observações sobre a A.E. ao longo dos períodos:1. Embora apresentem forte tendência a liberar elétrons, os

elementos alcalinos (grupo 1) apresentam uma pequena A.E., ou seja, um elétron pode ser adicionado liberando pouca energia.

2. O Be e o Mg (grupo 2) têm valores de A.E. muito baixos (são negativos ou próximos a zero), pois podem aceitar elétrons nos sub-níveis 2p e 3p, respectivamente, que estão vazios e energeticamente disponíveis. Além disso, a blindagem dos elétrons dos orbitais 2s e 3s reduzem a carga nuclear “sentida” pelos elétrons dos orbitais 2p e 3p, tornando a A.E. muito pequena.

3. A A.E. aumenta, no período, com o aumento de Z* até cair drasticamente no grupo 15 (N e P). Isso ocorre porque o elétron é adicionado a uma acamada semi-preenchida (2p3 e 3p3, respectivamente):

Há uma repulsão entre os Há uma repulsão entre os elétrons no mesmo orbital elétrons no mesmo orbital

diminuindo a A.E. diminuindo a A.E.

42

Afinidade eletrônica• Ao longo de um grupo da tabela periódica, a 1a A.E.

decresce. A medida que aumenta o número de camadas, aumenta a blindagem dos elétrons mais internos e o raio atômico, tornando mais difícil a adição de um elétron à camada de valência. Observe como varia a 1a A.E. ao longo do Grupo 17:

• Nos gases nobres (grupo 18) a A.E. é muito baixa (quase zero), pois a adição de um elétron quebra o “octeto” de elétrons na última camada (camada de valência).

ÁtomoÁtomo PeríodoPeríodo Raio atômico (nm)Raio atômico (nm) 11aa A.E. (kJ.mol A.E. (kJ.mol-1-1))

FF 22oo 0,0640,064 328328ClCl 33oo 0,0990,099 349349BrBr 44oo 0,1140,114 325325II 55oo 0,1330,133 295295

AtAt 66oo 0,1460,146 270270

43

44

45

46

47

48

• A eletronegatividade (E. N.) é a medida da tendência , apresentada por um átomo ligado a outro, de atrair elétrons para seu núcleo. A E.N. representa a força do átomo para atrair elétrons para si.

• Embora se comportem de maneira semelhante na tabela periódica, a eletronegatividade e a afinidade eletrônica são bem diferentes entre si. A A.E. é uma medida de energia para um átomo isolado enquanto a E.N. é uma medida da força de atração dos elétrons envolvidos numa ligação química. A E.N. também depende da força de atração e da distância até o núcleo.

EletronegatividadeEletronegatividade

Lei de CoulombLei de Coulomb

2

2

0

.4

1rqF

rou

ZNE

*..

49

50

• A E.N. não é uma grandeza absoluta e seus valores podem ser baseados em diversas grandezas como energia de ligação, raio atômico, afinidade eletrônica e energia de ionização. Todos estas grandezas dão aproximadamente os mesmos valores de E.N. para os elementos individuais.

• Em geral, a E.N. varia na tabela periódica da mesma maneira que a afinidade eletrônica. Ao longo de um mesmo período, cresce com o aumento da carga nuclear efetiva (Z*) e ao o longo de um mesmo grupo, diminui com o aumento do raio atômico.

• Na maioria das vezes, utilizamos os valores da Eletronegatividade de Pauling. Linus Pauling obteve dados de E.N. dos elementos considerando as energias necessárias para romper as ligações químicas nas moléculas.

EletronegatividadeEletronegatividade

Linus Carl Pauling (1901-1994) foi um brilhante químico e também um pacifista. Suas contribuições para a Química foram

inúmeras, dentre as quais podemos destacar:

os trabalhos teóricos sobre as ligações químicas, a elucidação da geometria molecular das proteínas e a elaboração do

conceito de ELETRONEGATIVIDADE.

(carga nuclear, q+)

Eletronegatividade α

(tamanho do átomo, r)

Quais as tendências de variação da eletronegatividade na Tabela

Periódica?

Eletronegatividade:Uma propriedade periódica

Dois de seus livros (General Chemistry e The nature of Chemical bond) são considerados clássicos da literatura

química.

A fórmula utilizada por Pauling para calcular as eletronegatividades XA e XB de dois átomos A e B é baseada na

energia envolvida na formação (energia de ligação) das moléculas AB, A2 e B2, por meio da reação:

A2 + B2 --> 2AB

ΔE =  a variação de energia envolvida na formação da molécula AB.

XA e XB = eletronegatividades de A e de B.

Para evitar valores negativos de eletronegatividade, Pauling atribuiu arbitrariamente  um valor para a eletronegatividade de

hidrogênio e calculou, em relação a esse valor, a eletronegatividade dos outros elementos.

55

Ac1,11,7

88Ra0,9

87Fr0,7

86Rn---

85At2,2

84Po2,0

83Bi1,9

82Pb1,9

81Tl1,8

80Hg1,9

79Au2,4

78Pt2,2

77Ir2,2

76Os2,2

75Re1,9

74W1,7

73Ta1,5

72Hf1,3

La1,1 1,3

56Ba0,9

55Cs0,7

54Xe---

53I

2,5

52Te2,1

51Sb1,9

50Sn1,8

49In1,7

48Cd1,7

47Ag1,9

46Pd2,2

45Rh2,2

44Ru2,2

43Tc1,9

42Mo1,8

41Nb1,6

40Zr1,4

39Y

1,2

38Sr1,0

37Rb0,8

36Kr---

35Br2,8

34Se2,4

33As2,0

32Ge1,8

31Ga1,6

30Zn1,6

29Cu1,9

28Ni1,9

27Co1,9

26Fe1,8

25Mn

1,5

24Cr1,6

23V

1,6

22Ti1,5

21Sc1,3

20Ca1,0

19K0,8

18Ar---

17Cl3,0

16S

2,5

15P

2,1

14Si1,8

13Al1,5

12Mg1,2

11Na0,9

10Ne---

9F

4,0

8O3,5

7N

3,0

6C

2,5

5B

2,0

4Be1,5

3Li1,0

2He---

1H2,1

3Li1,0

4Be1,5

5B

2,0

6C

2,5

7N

3,0

8O

3,5

9F

4,0

10Ne---

11Na0,9

12Mg1,2

13Al1,5

14Si1,8

15P

2,1

16S

2,5

17Cl3,0

18Ar---

19K

0,8

20Ca1,0

31Ga1,6

32Ge1,8

33As2,0

34Se2,4

35Br2,8

36Kr---

37Rb0,8

38Sr1,0

49In1,7

50Sn1,8

51Sb1,9

52Te2,1

53I

2,5

54Xe---

58

Outras propriedades periódicas

• A lei periódica estabelece que se os elementos são ordenados de acordo com o aumento do número atômico, pode-se observar a repetição periódica das suas propriedades.

• Outras propriedades podem ser usadas para demonstrar a lei periódica. Assim, ponto de fusão e de ebulição, condutividade térmica, elétrica, dureza e densidade mostram variações periódicas com o número atômico. As variações dessas propriedades não são tão regulares, porque a relação entre tais propriedades e distribuição eletrônica não é tão direta.GruposGrupos 11 22 1313 1414 1515 1616 1717

22oo período período LiLi BeBe BB CC NN OO FF

Ponto de Ponto de Fusão (CFusão (C°°)) 181181 12851285 20302030 33703370 -210-210 -218-218 -220-220

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

71

72

73

74

75