TABELA PERIÓDICA

TABELA PERIÓDICA
Propriedades Periódicas e
Aperiódicas
Prof. Alexandre Lima
Propriedades Periódicas
• São propriedades que variam
periodicamente e atingem valores
máximos e mínimos em colunas bem
determinadas.
• Por exemplo:
– Raio atômico
– Energia de ionização
– Densidade
Propriedades Aperiódicas
• São aquelas que vão sempre
aumentando ou diminuindo à medida
que crescem os números atômicos.
• Por exemplo:
– A masssa atômica
– O calor específico
– A quantidade de raias no espectro de
raios - X
Raio Atômico
• É impossível determinar o tamanho
exato de um átomo isolado, um dos
recursos é medir através dos raios –
X, a distância internuclear.
Raio Atômico
• 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;
• Se o elemento é um gás nobre usa-se o raio de
Van der Waals, que é a metade da distância
entre os centros de átomos vizinhos em uma
amostra do gás sólido;
• O raio de Van der Waals é sempre muito maior
do que o raio covalente.
Raio Atômico
• Podemos prever o raio atômico apenas
observando a posição dos elementos
na tabela periódica:
• Elementos de uma mesma família
têm seus elementos preenchendo
maior número de camadas se
observarmos de cima para baixo.
• Ora, quanto maior a quantidade de
camadas, maior o raio atômico.
Raio Atômico
Raio Atômico
Raio Atômico
•
•
•
•
Carga nuclear efetiva (Zef)
Zef= Z–σ onde:
Z = carga nuclear real (noatômico)
σ é o efeito de blindagem
Raio Atômico
Raio Atômico
Raio Atômico
Raio iônico
• 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.
Raio iônico
• 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.
Raio iônico
Os cátions são menores que os átomos originais pois para
formá-lo, os átomos perdem um ou mais elétrons
Já o ânion é maior devido ao aumento da repulsão eletrônica.
Energia de ionização (I)
• É a energia necessária para remover um
elétron de um átomo na fase gasosa.
Energia de ionização (I)
Energia de ionização (I)
Energia de ionização (I)
Energia de ionização (I)
• 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.
Energia de ionização (I)
Energia de ionização (I)
• 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.
• Existem duas exceções: a remoção do primeiro
elétron p e a remoção do quarto elétron p.
Exceções da energia de
ionização
• 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.
Afinidade Eletrônica Eae
• Definição Convencional: Eletroafinidade é a
energia liberada quando um elétron é recebido por
um átomo no estado gasoso e fundamental.
• X(g) + 1e-  X- (g)
• Δ H = Eletroafinidade (ΔH < 0)
• Definição Moderna: Eletroafinidade é a energia
• mínima necessária para remover um elétron de um
• ânion monovalente no estado gasoso.
• X-(g)  X(g) + 1e- Δ H = Eletroafinidade (Δ H > 0)
Afinidade Eletrônica Eae
• Para analisar a eletroafinidade, será
utilizada a definição atual desta
propriedade, e assim quando
quisermos avaliar a eletroafinidade
de um elemento X deveremos medir a
energia gasta na retirada de um
elétron do ânion X-.
Afinidade Eletrônica Eae
Afinidade Eletrônica Eae
• Para a eletroafinidade ocorre uma anomalia no
comportamento esperado, quando se comparam
as eletroafinidades dos elementos do 2º
período com os elementos do mesmo grupo,
porém, do 3º período.
• O que ocorre é que no segundo período os
átomos são muito pequenos, e a acomodação de
mais um elétron em sua eletrosfera não é tão
fácil como nos do 3º período. A repulsão
intereletrônica para os átomos do 2º período é
tão intensa que mesmo o último elétron
estando bem próximo do núcleo, sua retirada é
facilitada.
ELETRONEGATIVIDADE
• É a medida da capacidade que um determinado
átomo tem em atrair o elétron de outro átomo
para sua eletrosfera quando participante de
uma ligação química.
• Mede a atração que o núcleo exerce sobre o
par eletrônico de uma ligação química.
• Nota-se que quanto menor o raio atômico,
maior será esse poder de atração. Essa
característica, "eletronegatividade", será mais
bem entendida quando do estudo das ligações
químicas.
ELETRONEGATIVIDADE
Resumo
Relações diagonais
•
As relações diagonais são semelhanças de propriedades entre
vizinhos diagonais nos grupos principais da tabela periódica.
A relação diagonal deve-se em parte às características de
raio atômico e energia de ionização desses elementos.
Relações diagonais
• Exemplo de relação diagonal
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.