Propriedades periódicas
• São características ou tendências que certos elementos
químicos podem relevar segundo a sua posição na tabela
periódica, entre elas, destacam-se:
•
•
•
•
•
Raio Atômico
Potencial de Ionização
Eletronegatividade
Eletropositividade
Afinidade Eletrônica
Propriedades periódicas dos elementos
• A tabela periódica é a ferramenta mais importante que os
químicos utilizam para organizar os elementos.
•Determinados elementos como o ouro, aparecem na
natureza na forma elementar e foram descobertos
milhares de anos atrás.
•No inicio do século XIX, os avanços na química fizeram
com que ficasse mais fácil isolar os elementos a partir de
seus compostos.
O arranjo dos elementos na tabela periódica
- A tabela periódica ordena os elementos químicos de forma
que as tendências nas propriedades químicas e físicas sejam
evidenciadas.
-1869 → Tabela de Mendeleev  organização dos elementos
em colunas (massa atômica crescente).
Tabela periódica moderna  organização em
função do número atômico.
A periodicidade nas propriedades atômicas – raio atômico
- Raio atômico é a metade da distância experimental
determinada entre os centros de átomos vizinhos.
-Difícil definir precisamente o tamanho do átomo.
??? Carga nuclear efetiva???
- É a carga sofrida pelo elétron ou elétrons mais externos.
- Não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.
- 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 (Zef) diminui.
Exemplo: Magnésio (Z=12) 1s22s22p63s2
Zef = carga do núcleo – elétrons que não pertencem à camada de valência
Zef = 12 – 10 = 2
A periodicidade nas propriedades atômicas – raio atômico
- Os raios atômicos
aumentam à medida que se
desce num grupo.
- Os raios atômicos diminuem
da esquerda para a direita,
ao longo do período.
???? Qual a razão destas tendências?
- Ao descer no grupo
→ os elétrons de valência se encontram em orbitais com n maior  átomos
com número crescente de camadas eletrônicas completas  aumento do raio
atômico.
No período
→ os elétrons de valência entram em orbitais da mesma camada  aumento
da carga nuclear efetiva  diminuição do raio atômico.
Raios atômicos dos elementos do
segundo período
Átomo
Carga
nuclear
Configuração eletrônica
Raio atômico / nm
Li
+3
1s22s1
0,123
Be
+4
1s22s2
0,089
B
+5
1s22s22p1
0,080
C
+6
1s22s22p2
0,077
N
+7
1s22s22p3
0,074
O
+8
1s22s22p4
0,074
F
+9
1s22s22p5
0,072
Aumento da carga nuclear efetiva  diminuição do raio atômico
-A variação no tamanho é pequena.
-Os elétrons são adicionados na camada mais interna a medida que a carga
nuclear torna-se maior.
Os elétrons da camada interna são bastante efetivos na blindagem nuclear.
Raios atômicos dos elementos do
grupo IA
Átomo Carga nuclear
Configuração eletrônica
Raio atômico / nm
Li
+3
1s22s1
0,123
Na
+11
1s22s22p63s1
0,157
K
+19
1s22s22p63s23p64s1
0,203
Rb
+37
1s22s22p63s23p64s23d10
4p65s1
0,216
Cs
+55
1s22s22p63s23p64s23d10
4p65s24d105p66s1
0,235
n maior  aumento do raio atômico
Raios atômicos dos elementos do
grupo IVB
Átomo
Carga
nuclear
Configuração eletrônica
Raio atômico /
nm
Ti
(Titânio)
+22
1s22s22p63s23p64s23d2
0,132
Zr
(Zircônio)
+40
1s22s22p63s23p64s23d104p65s
24d2
0,145
Hf
(háfnio)
+72
1s22s22p63s23p64s23d104p65s
24d105p66s24f145d2
0,144
Atenção  elementos de transição
 A variação de tamanho é menor.
O aumento de elétrons na camada mais interna d (os elétrons de valência são
parcialmente protegidos da atração do núcleo).
 A primeira linha dos elementos de transição os elétrons mais externos estão
na subcamada 4s e os elétron sucessivo é adicionados a subcamada mais interna
3d (Ex: Sc = Escandio número atômico 21- 4s2 3d1).
Os elétrons da camada interna são bastante efetivos na blindagem da carga
nuclear.
Os elétrons mais externos 4 s sentem apenas um leve e gradual número de
carga efetiva ao longo desta região da tabela = pequenas variações no tamanho.
- Atenção  contração dos lantanídeos
Aumento de elétrons na subcamada 4f nos
lantanídios.
Menor blindagem dos elétrons de valência  maior
atração núcleo  menor do raio atômico.
Potencial de ionização
→ Todos os ânions são maiores que os átomos
originais.
- Maior repulsão elétron-elétron.
→ Todos os cátions são menores que os átomos
originais.
-Redução da repulsão elétron-elétron.
-Perda de elétrons de valência e aumento da carga
nuclear efetiva.
Elemento / Íon
Raio atômico / pm
Raio iônico / pm
Li / Li+
157
59
Be / Be2+
112
27
B / B3+
88
11
N / N3-
74
146
O / O2-
66
135
F / F-
64
128
-Cátions: aumento da carga
nuclear efetiva  diminuição
do raio.
- Ânions: diminuição da carga
nuclear efetiva  aumento do
raio.
A periodicidade nas propriedades atômicas
energia de ionização
- A energia de ionização é a mínima energia necessária
para remover um elétron de um átomo em fase gasosa no
estado fundamental.
M (g) → M+(g) + e-
(1ª EI)
M+(g) → M2+(g) + e-
(2ª EI)
- Maior energia de ionização  maior dificuldade em
retirar o elétron.
O arranjo dos elementos na tabela
periódica
Valores de EI sucessivas para alguns
elementos, em kJ mol-1
-EI  raio atômico → menor raio  maior EI  maior
atração elétron-núcleo
-Atenção: algumas irregularidades
→ 1ª EI B = Boro (Z=5 - 2s2 2p1) < 1ª EI Be = Berílio (Z=4 - 2s2)  o elétron a
ser removido no B está em orbital 2p e no Be em orbital 2s
 A atração núcleo-elétron 2p < atração núcleo-elétron 2s
→ 1ª EI O (Z=8) < 1ª EI N (Z=7)
- N: 1s22s22p3
- O: 1s22s22p4  2 elétrons no mesmo orbital  maior repulsão
elétron-elétron  maior facilidade na remoção do elétron
A periodicidade nas propriedades atômicas
afinidade eletrônica
- A afinidade eletrônica é definida como a quantidade de
energia (H) envolvida no processo de formação de um ânion
a partir de um átomo isolado no estado gasoso.
A(g) + e- → A-(g) H <0 (processo exotérmico)
- quanto mais negativo for H, maior a tendência do átomo em
receber o elétron
Mais
negativo
Menos
negativo
Menos negativo
Mais negativo
Elemento
Afinidade eletrônica
/ kJ mol-1
H
- 72
Li (IA)
- 60
K (IA)
- 48
Ca (IIA)
-2
N (VA)
-8
F( VIIA)
-333*
Cl( VIIA)
-348
Br (VIIA)
-324
* átomo pequeno  repulsão
elétron-elétron na camada de
valência diminui a afinidade
eletrônica.
- período: as afinidades eletrônicas tornam-se mais negativas
com aumento de Z  átomos com maior Z tendem a formar
ânions com mais facilidade
- grupo: as afinidades eletrônicas tornam-se mais negativas com
diminuição de Z  a camada de valência está cada vez mais
distante do núcleo
→ IA: pouca tendência a ganhar elétrons
→ VIIA: facilidade em ganhar elétrons
A afinidade eletrônica NÃO é definida para os gases nobres
A periodicidade nas propriedades atômicas
eletronegatividade
- Definida como a capacidade que um átomo tem em atrair
elétrons quando ele é parte de um composto.
-Eletronegatividade  tamanho do átomo e configurações
eletrônicas.
 Átomos pequenos e com configurações eletrônicas quase
fechadas têm maior tendência a atrair elétrons que átomos
grandes com poucos elétrons de valência.
- Não é definida para os gases nobres.
A periodicidade nas propriedades atômicas
eletronegatividade
A periodicidade nas propriedades físicas
reatividade química - 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.
-Grupo 1A – os metais alcalinos
→ Química dominada pela perda do único elétron de valência .
M → M+ + e-
→ A reatividade aumenta com aumento de Z.
→ 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.
Li
Na
K
Absorção de Radiação
• A radiação eletromagnética pode interagir
com a matéria, sendo assim absorvida.
• Exemplo:
Transição eletrônica
(radiação visível)
- De acordo com a teoria de Bohr, a emissão de luz por um
átomo ocorre quando um elétron sofre transição do nível de
energia superior para o inferior.
-Para atingir nível de energia mais elevado, o elétron deve ganhar
energia, ou ser excitado.
-A excitação dos átomos, e a posterior emissão de luz, ocorrem
com mais probabilidade num gás quente, onde os átomos têm
energia cinéticas elevadas.
-Quando um elétron do átomo de hidrogênio faz a transição de n = 3
para n = 2, há a emissão de um fóton de luz vermelha (comprimento de
onda de 656 nm).
-Quando a luz vermelha de 656 nm ilumina um átomo no nível n = 2, é
possível que seja absorvido um fóton.
-Se o fóton for absorvido, a energia se transfere ao elétron que faz
então a transição para o nível n = 3.
-Os materiais coloridos, como tecidos tingidos ou paredes pintadas,
têm cor em virtude da absorção de luz.
Final de ano, nada mais comum que passar a virada do
ano vendo o show de fogos de artifício, seja ao vivo ou
pela TV.
Um fogo de artifício é composto basicamente por
pólvora (mistura de enxofre, carvão e nitrato de
potássio) e por um sal de um elemento determinado (o que
irá determinar a cor da luz produzida na explosão).
A pólvora, em um fogo de artifício, possui, além do
nitrato de potássio (KNO3), perclorato de potássio
(KClO4) ou clorato de potássio (KClO3) = compostos
oxidantes e são altamente explosivos.
Geralmente é utilizado sais de potássio, mas não de
sódio, isso é devido ao fato dos sais de sódio absorverem
água da atmosfera com maior facilidade do que os sais de
potássio.
- As cores produzidas em um show de fogos de artifício são
produzidas a partir de dois fenômenos, a incandescência e a
luminescência.
- A incandescência é a luz produzida pelo aquecimento de substâncias.
Quando se aquece um metal, por exemplo, ele passa a emitir radiação
infravermelha, que vai se modificando até se tornar radiação visível na
cor branca.
- Isso irá depender de qual temperatura é atingida. Um exemplo de
incandescência são as lâmpadas incandescentes, onde existe um
filamento de tungstênio que é aquecido e passa a produzir luz, a partir
da incandescência.
- Este fenômeno é, também, visto nos fogos de artifício, nos quais são
utilizados metais como o alumínio e magnésio, que ao queimarem
produzem alta claridade.
- A luminescência é a luz produzida a partir emissão de energia, na
forma de luz, por um elétron excitado, que volta para o nível de
energia menos energético de um átomo.
- A luminescência é uma característica de cada elemento químico.
- Átomos de sódio quando aquecido, emitem luz amarela, pela
luminescência.
- Átomos de estrôncio e lítio produzem luz vermelha.
- Átomos de bário produzem luz verde.
- Os fogos de artifício utilizam deste fenômeno e desta variedade,
uma vez que há fogos das mais diversas cores.
Relação entre as cores e os sais dos elementos químicos
utilizados para a sua produção.
Sais de sódio, tais como: NaNO3, Na3AlF6 e NaCl
Sais de cobre, tais como: CuCl e Cu3As2O3Cu(C2H3O2)2
Sais de cálcio, tais como: CaCl2, CaSO4 e CaCO3
Sais de estrôncio e lítio, tais como: SrCO3 e Li2CO3
Sais de bário, tais como: Ba(NO3)2 e BaCl+
Mistura de sais de estrôncio e cobre
Alumínio e magnésio, metálicos ou sais
Fenômeno, a luminescência
1) Um átomo, de um elemento químico qualquer, possui elétrons
em níveis de energia. Ao receber energia, estes elétrons são
excitados, ou seja, são promovidos a níveis de energia mais
elevados. A quantidade de energia absorvida por um elétron é
quantizada, ou melhor, é sempre em quantidades precisas, não
podendo ser acumulada.
2) O elétron excitado tem a tendência de voltar para o nível
menos energético, pois é mais estável. Quando ocorre esta
passagem, do nível mais energético para o menos, ocorre
também a liberação da energia absorvida, só que agora, na
forma de um fóton, ou seja, na forma de luz.
- A maioria dos metais neutros sofre oxidação.
-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.
- Grupo 2A – os metais alcalinos terrosos
→ perda de 2 elétrons de valência s
M → M2+ + 2e-+
→ 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)
A periodicidade nas propriedades físicas
reatividade química
NÃO-METAIS
- Os não-metais apresentam um comportamento mais
variado do que os metais.
- Quando os não-metais reagem com os metais, os nãometais tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
- Grupo 6A - o grupo do oxigênio
→ o caráter metálico aumenta com aumento de Z
→ duas formas de oxigênio: O2 e O3 (ozônio)
→ o oxigênio é potente oxidante: O2- tem
Configuração de gás nobre
→ o oxigênio tem 2 Nox: -1 e -2
A periodicidade nas propriedades físicas
reatividade química
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.
Silício
Utilizado para a produção de ligas metálica.
Um material semicondutor e muito abundante, tem um interesse
muito especial na indústria eletrônica e microeletrônica, como
material básico para a produção de transistores para chips, células
solares e em diversas variedades de circuitos eletrônicos.
Por esta razão é conhecida como Vale do silício a região da
Califórnia (EUA) onde estão concentrados numerosas empresas do
setor de eletrônica e informática.
O silício é um elemento vital em numerosas indústrias.
O dióxido de silício, areia e argila são importantes constituintes do
concreto armado e azulejos (ladrilhos).