Aumento do número de níveis eletrónicos, n, nas orbitais de valência

Causas da variação das propriedades periódicas dos elementos Aumento do número de níveis eletrónicos, n, nas orbitais de valência Eletrões de valência menos energéticos mais próximos do núcleo n aumenta 1s 1 2s 1 3s 1 4s 1 5s 1 6s 1 7s 1 Eletrões de valência mais energéticos mais afastados do núcleo

Causas da variação das propriedades periódicas dos elementos Aumento da carga nuclear Z aumenta 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 Eletrões menos atraídos pelo núcleo Eletrões mais atraídos pelo núcleo

Causas da variação das propriedades periódicas dos elementos Aumento do número de eletrões menor repulsão eletrónica nuvem eletrónica menos expandida N.º de eletrões aumenta 1 3 11 19 37 55 87 maior repulsão eletrónica nuvem eletrónica mais expandida

Causas que provocam variação da intensidade da força elétrica e seus efeitos 3.2. As propriedades periódicas dos elementos 4

As propriedades dos elementos variam de forma regular ao longo dos grupos e períodos na Tabela Periódica. Duas dessas propriedades são o raio atómico e a energia de ionização.

Variação do raio atómico ao longo da Tabela Periódica Raio atómico O raio atómico corresponde a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos do mesmo elemento. Regra geral é difícil definir o raio atómico devido à incerteza na determinação das posições dos eletrões num átomo. Esta medição é mais simples ao utilizar-se átomos iguais ligados. 2r r - raio atómico

Por exemplo, na molécula de cloro (Cl 2 ) a distância entre os núcleos é de 200 pm, logo o raio atómico do cloro é 100 pm.

Raio atómico Variação do raio atómico ao longo da Tabela Periódica

Variação do raio atómico ao longo da Tabela Periódica Aumenta ao longo do grupo Diminui ao longo do período

Variação do raio atómico ao longo da Tabela Periódica

11

Variação do raio atómico com o número atómico (Z) ao longo de vários períodos 12

13

Interpretação da variação do raio atómico na Tabela Periódica: Aumenta ao longo do grupo Como há preenchimento de mais níveis de energia, os eletrões de valência passam a estar mais afastados do núcleo, logo o raio atómico aumenta. Diminui ao longo do período Como aumenta a carga nuclear, há maior atração entre o núcleo e os eletrões, então o raio atómico diminui.

Raio iónico O raio de um ião corresponde ao raio da forma iónica principal que um determinado átomo tem tendência a formar. Mede-se a partir da distância entre o ião positivo (catião) e o ião negativo (anião), num cristal iónico. O raio do catião será menor que o raio do átomo que lhe deu origem e será tanto menor quanto maior a carga elétrica do ião positivo. O raio do anião será maior que o raio do átomo que lhe deu origem e será tanto maior quanto maior a carga elétrica do ião negativo. 15

Variação do raio iónico ao longo da Tabela Periódica Raio iónico Raio do Catião (ião positivo) - eletrão Na Na + Diminuem as repulsões entre os eletrões, ficando a nuvem eletrónica menos expandida.

Variação do raio iónico ao longo da Tabela Periódica Raio iónico Raio do Anião (ião negativo) - eletrão Cl Cl - Aumentam as repulsões entre os eletrões, ficando a nuvem eletrónica mais expandida.

Comparação dos raios dos iões isoeletrónicos Iões de átomos diferentes com o mesmo número de eletrões raio diminui com o aumento do número atómico. quanto mais negativa é a carga do ião, maior é o raio. O 2- F - Na + Mg 2+ N.º de eletrões 10 = 10 = 10 = 10 Carga nuclear + 8 < + 9 < + 11 < + 12 Raio iónico/pm 140 > 133 > 99 > 57 Dimensões de alguns iões isoeletrónicos

Variação da energia de ionização ao longo da Tabela Periódica Energia de ionização Energia mínima necessária para retirar o eletrão mais energético de um elemento, isolado e no estado fundamental. A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover do átomo um dos seus eletrões com maior energia. Átomo de hidrogénio Estado fundamental (n = 1) Estado gasoso - Energia de ionização (I) 1312 kj mol -1 + - H(g) + 1312 kj mol -1 H + (g) + 1 e -

Variação da energia de ionização ao longo da Tabela Periódica Quanto maior for a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o eletrão. Diminui ao longo do grupo Aumenta ao longo do período

A energia de ionização Os átomos transformam-se em iões para adquirir uma configuração eletrónica quimicamente estável (8 eletrões na generalidade dos casos ou 2 nos átomos de menor dimensão), que corresponde à configuração eletrónica do gás nobre de número atómico imediatamente anterior a cada átomo. Distribuição eletrónica mais estável e respetivo ião formado para os grupos 1, 2, 16, 17 e 18. 21

Energias de ionização sucessivas A qualquer átomo, podem ser retirados, sucessivamente, um a um, todos os eletrões. 1.º eletrão a ser removido O 1º eletrão a ser retirado será um eletrão de valência mais afastado do núcleo. Os eletrões a remover posteriormente serão, consecutivamente, mais difíceis de extrair devido à menor repulsão eletrónica, resultando numa maior atração sobre o núcleo. - - - Átomo de um elemento X

Energias de ionização sucessivas 1.ª Remoção 2.ª Remoção 3.ª Remoção 1.ª Energia de ionização(i 1 ) 2.ª Energia de ionização(i 2 ) 3.ª Energia de ionização(i 3 ) - I 1 I 2 - - I 3 - - -

Energias de ionização sucessivas - - - - - - Diminuição do número de eletrões Aumento da atração dos eletrões ao núcleo Diminuição do raio iónico Aumento da energia de ionização

A energia de ionização é igual à energia de remoção da orbital de maior energia. Maior energia de ionização Mais difícil remover o eletrão Menor energia de ionização Mais fácil remover o eletrão

PERÍODO

Variação da energia de ionização com o número atómico (Z) ao longo de vários períodos

Interpretação da variação da energia de ionização na Tabela Periódica: Diminui ao longo do grupo Como aumenta o número de níveis de energia, n, aumenta a energia dos eletrões de valência, sendo necessária menos energia para a sua remoção. Aumenta ao longo do período Como a carga nuclear vai aumentando, os eletrões ficam sujeitos a maior atração nuclear, sendo necessária mais energia para a sua remoção.

Variação das propriedades periódicas (comparação entre configurações eletrónicas de dois elementos): Critério Raio atómico Energia e ionização 1.º Níveis de energia Eletrões de valência num nível superior Maior nuvem eletrónica Raio atómico maior Eletrões de valência num nível superior Mais fácil remover eletrões Menor energia de ionização

Variação das propriedades periódicas (comparação entre configurações eletrónicas de dois elementos): Critério Raio atómico Energia e ionização Maior carga nuclear 2.º Carga Nuclear Maior carga nuclear Maior atração núcleoeletrões Menor raio atómico Maior atração núcleoeletrões Mais difícil remover os eletrões Maior energia de ionização

Variação das propriedades periódicas (comparação entre configurações eletrónicas de dois elementos): Critério Raio atómico Energia e ionização Maior número de eletrões 3.º Repulsão eletrónica Maior número de eletrões Maior repulsão entre eletrões Maior raio atómico Maior repulsão entre eletrões Mais fácil remover os eletrões Menor energia de ionização

Exercício Seja Y um elemento da Tabela Periódica cuja configuração da camada de valência é 3s 2 3p 6. Considera os iões isoeletrónicos de Y: A +, B 2-, C 3-, D 2+ e F - Coloca os iões por ordem crescente de raio iónico. Justifica. D 2+ < A + < F - < B 2- < C 3- O raio diminui com o aumento da carga nuclear. O ião D 2+ é o que tem maior carga nuclear, logo, menor raio iónico. Quanto mais negativa a carga do ião maior o raio. O ião C 3- é o que tem maior raio iónico.

Em síntese No átomo Ao longo do grupo - Aumento do n.º de níveis eletrónicos - Aumento do n.º de eletrões Maior raio atómico Menor energia de ionização Ao longo do período - Aumento da carga nuclear (Z) Menor raio atómico Maior energia de ionização Em iões - Menor carga nuclear - Mais negativa a carga do ião Maior raio atómico Menor energia de ionização

Propriedades do elemento versus propriedades da substância elementar Analisando com atenção a Tabela Periódica, podemos verificar que: algumas das informações apresentadas, tais como o símbolo químico, o número atómico, a massa atómica relativa, a configuração eletrónica, o raio atómico e a 1.ª energia de ionização, são referentes aos elementos químicos respetivos; outras informações dizem respeito às substâncias elementares (substâncias constituídas por átomos de um mesmo elemento), tais como o estado físico, o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a densidade.

Propriedades do elemento versus propriedades da substância elementar Exemplo: propriedades do elemento zinco (Zn) e da substância elementar zinco metálico (Zn(s)).

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Metais e não-metais Metais Elementos com poucos eletrões de valência e com baixa energia de ionização Tendência para ceder eletrões Originam catiões Configuração eletrónica de um gás nobre Maior estabilidade eletrónica

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Caráter metálico facilidade que um elemento tem para ceder eletrões. Aumenta ao longo do grupo Diminui ao longo do período Inversamente proporcional à 1ª energia de ionização

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Metais e não-metais Não metais Elementos com muitos eletrões de valência e com elevada energia de ionização. Tendência para captar eletrões Originam aniões Configuração eletrónica de um gás nobre Maior estabilidade eletrónica

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Caráter não metálico facilidade que um elemento tem para captar eletrões. Diminui ao longo do grupo Aumenta ao longo do período Diretamente proporcional à 1ª energia de ionização

Propriedades do elemento versus propriedades da substância elementar Propriedades físicas das substâncias metálicas e não metálicas

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 1 - família dos metais alcalinos Substâncias elementares desta família: lítio(li) sódio (Na) potássio (K) rubídio (Rb) césio (Cs) frâncio (Fr) Li Na K Rb Cs Fr

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 1 - família dos metais alcalinos Todos os elementos têm um eletrão de valência. São substâncias muito reativas. Formam iões monopositivos. Li Na K Rb Cs Fr

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 1 - família dos metais alcalinos Ião lítio Li Na [He] 2s 1 [Ne] 3s 1 Metal alcalino Li + Na + [He] [Ne] K Rb [Ar] 4s 1 [Kr] 5s 1 M M + +1e - K + Rb + [Ar] [Kr] Cs [Xe] 6s 1 Ião Cs + [Xe] Fr [Rn] 7s 1 Alcalino Fr + [Rn] Ao ceder o eletrão a última camada fica preenchida isoeletrónico do gás nobre do período anterior 45

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 1 - família dos metais alcalinos Li Na K Ao longo do grupo o eletrão de valência fica mais afastado do núcleo. Rb Cs Reatividade aumenta Fr 46

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica 47

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 2 - família dos metais alcalinoterrosos Substâncias elementares desta família: berílio (Be) magnésio (Mg) cálcio (Ca) estrôncio (Sr) bário (Ba) rádio (Ra) Be Mg Ca Sr Ba Ra 48

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 2 - família dos metais alcalinoterrosos Todos os elementos têm dois eletrões de valência. São substâncias bastante reativas. Formam iões bipositivos. Be Mg Ca Sr Ba Ra 49

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 2 - família dos metais alcalinoterrosos Ião berílio Be Mg [He] 2s 2 [Ne] 3s 2 Metal alcalinoterroso Be 2+ Mg 2+ [He] [Ne] Ca Sr [Ar] 4s 2 [Kr] 5s 2 M M 2+ +2e - Ca 2+ Sr 2+ [Ar] [Kr] Ba [Xe] 6s 2 Ião Ba 2+ [Xe] Ra [Rn] 7s 2 alcalinoterroso Ra 2+ [Rn] Ao ceder os 2 eletrões a última camada fica preenchida isoeletrónico do gás nobre do período anterior 50

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 2 - família dos metais alcalinoterrosos Be Mg Ca Ao longo do grupo os eletrões de valência ficam mais afastados do núcleo. Sr Ba Reatividade aumenta Ra 51

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica 52

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 17 - família dos halogéneos Substâncias elementares desta família: F Cl Br flúor (F 2 ) cloro (Cl 2 ) bromo (Br 2 ) iodo (I 2 ) ástato (At 2 ) I At 53

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 17 - família dos halogéneos F Todos os elementos têm sete eletrões de valência. Reatividade diminui ao longo do grupo. Cl Br I At Formam iões mononegativos.

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 17 - família dos halogéneos fluoreto F Cl [He] 2s 2 2p 5 [Ne] 3s 2 3p 5 halogéneo F - Cl - [Ne] [Ar] Br [Ar] 4s 2 4p 5 X+1e - X - Br - [Kr] I At [Kr] 5s 2 5p 5 [Xe] 6s 2 6p 5 Ião halogeneto I - At - [Xe] [Rn] Ao captar um eletrão a última camada fica preenchida isoeletrónico do gás nobre do mesmo período 55

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 17 - família dos halogéneos cloro Bromo F Cl Br I Ao longo do grupo diminui a facilidade de captar eletrões. Reatividade diminui Iodo At 56

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 18 - família dos gases nobres Todos os elementos têm oito eletrões de valência, com exceção do hélio. Têm as orbitais de valência totalmente ocupadas. He Ne Ar Kr Xe Rn São quimicamente inertes. 58

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 18 - família dos gases nobres Substâncias elementares desta família: hélio (He) néon (Ne) árgon (Ar) crípton (Kr) xénon (Xe) rádon (Rn) He Ne Ar Kr Xe Rn O grupo dos gases nobres como não forma facilmente iões (positivos ou negativos) é constituído pelos elementos mais estáveis. Assim, as substâncias elementares dos gases nobres também são muito estáveis, ou seja, não reagem facilmente com outras substâncias. 59

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Grupo 18 - família dos gases nobres Têm os subníveis s e p Hélio Néon Árgon Crípton Xénon He Ne Ar Kr Xe Rn totalmente ocupados. Elevada estabilidade química (inertes). Não formam iões. 60

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica 61

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica A situação especial do hidrogénio Não tem uma posição Hidrogénio (num tubo de descarga) específica na Tabela Periódica. H Geralmente integrado no grupo 1 devido à configuração eletrónica semelhante à dos metais alcalinos. 62

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica A situação especial do hidrogénio Não tem uma posição específica na Tabela Periódica. H Por possuir propriedades físicas e químicas distintas dos metais alcalinos, em algumas Tabelas Periódicas situa-se entre os grupos 2 e 13, acima dos elementos de transição. 63

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Exercício Classifica em Verdadeira ou Falsa cada uma das afirmações seguintes. A Os metais alcalinos têm tendência a ceder 1 eletrão originando um ião monopositivo. B Os metais alcalinoterrosos apresentam uma baixa reatividade. C - A reatividade dos halogéneos aumenta ao longo do grupo devido ao aumento da dificuldade em captar iões. D - Os gases nobres apresentam uma elevada estabilidade química devido às orbitais de valência estarem completamente preenchidas. E O hidrogénio situa-se, geralmente, no grupo 1 da Tabela Periódica por apresentar propriedades físicas e químicas semelhantes às dos metais alcalinos. 64

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Resolução Classifica em Verdadeira ou Falsa cada uma das afirmações seguintes. A Os metais alcalinos têm tendência a ceder 1 eletrão originando um ião monopositivo. Verdadeira. elevada B Os metais alcalinoterrosos apresentam uma baixa reatividade. Falsa. diminui C - A reatividade dos halogéneos aumenta ao longo do grupo devido ao aumento da dificuldade em captar iões. Falsa. D - Os gases nobres apresentam uma elevada estabilidade química devido às orbitais de valência estarem completamente preenchidas. Verdadeira. E O Hidrogénio situa-se, geralmente, no grupo 1 da Tabela Periódica por uma configuração eletrónica semelhante apresentar propriedades físicas e químicas semelhantes às dos metais alcalinos. Falsa. 65

3.3. Algumas famílias da Tabela Periódica Em síntese Tabela Periódica Famílias Iões que originam Reatividade Metais Caráter metálico aumenta ao longo do grupo e diminui ao longo do período. Grupo 1 metais alcalinos Grupo 2 metais alcalinoterrosos monopositivos aumenta ao longo do grupo bipositivos aumenta ao longo do grupo Não metais Caráter não metálico diminui ao longo do grupo e aumenta ao longo do período. Grupo 17 halogénios Grupo 18 gases nobres mononegativos diminui ao longo do grupo são inertes 66