Química Geral — Propriedades Periódicas

Da configuração eletrônica às tendências da tabela periódica

1 — Motivação

"Por que o sódio reage violentamente com água enquanto o cloro é um gás tóxico, mas ambos juntos formam o sal de cozinha?"

• Para prever reações → precisamos entender por que certos elementos perdem ou ganham elétrons com facilidade
• Para projetar materiais → propriedades como dureza, condutividade e reatividade variam sistematicamente na tabela
• Para interpretar a tabela periódica → ela não é apenas uma lista, mas um mapa de tendências

As propriedades periódicas emergem diretamente da configuração eletrônica: ao atravessar a tabela, a estrutura eletrônica varia de forma sistemática — e as propriedades acompanham essa variação.

2 — Lei Periódica

A tabela periódica moderna é baseada na Lei Periódica de Moseley (1913):

"As propriedades dos elementos são funções periódicas do seu número atômico $Z$."

Contexto histórico:

Por que $Z$ e não a massa?

A massa atômica inclui os nêutrons, que não participam das interações químicas. É o número de prótons ($Z$) que determina a estrutura eletrônica e, portanto, as propriedades.

Exceção histórica resolvida: Te ($Z=52$, massa 127,6) vinha antes de I ($Z=53$, massa 126,9) na tabela de Mendeleev — inversão corrigida pela ordenação por $Z$.

3 — Organização da Tabela Periódica

Períodos (linhas horizontais): elementos no mesmo período possuem o mesmo número de camadas eletrônicas ocupadas (mesmo $n$ máximo).

Grupos (colunas verticais): elementos no mesmo grupo possuem o mesmo número de elétrons de valência e, portanto, propriedades químicas semelhantes.

4 — Carga Nuclear Efetiva

Para entender as propriedades periódicas, é fundamental o conceito de carga nuclear efetiva $Z_{\text{ef}}$:

\[Z_{\text{ef}} = Z - \sigma\]

onde $Z$ é o número atômico e $\sigma$ é a constante de blindagem (shielding), que representa o quanto os elétrons internos "bloqueiam" a atração do núcleo sobre os elétrons de valência.

         Núcleo (+Z)
            |
  Elétrons internos (blindagem σ)
            |
  Elétrons de valência "sentem" Z_ef = Z - σ

Tendências de $Z_{\text{ef}}$:

• No período (esquerda → direita): $Z$ aumenta, mas $\sigma$ aumenta pouco (elétrons no mesmo nível blindam mal uns aos outros) → $Z_{\text{ef}}$ aumenta
• No grupo (cima → baixo): $Z$ aumenta, mas $\sigma$ aumenta proporcionalmente (novas camadas internas) → $Z_{\text{ef}}$ aproximadamente constante

Exemplo: Na série Li → Ne (período 2), $Z_{\text{ef}}$ cresce de ~1,3 (Li) até ~5,8 (F), pois cada próton adicionado não é totalmente blindado pelos elétrons adicionados no mesmo subnível 2p.

5 — Raio Atômico

O raio atômico é medido como a metade da distância entre núcleos de dois átomos iguais ligados covalentemente (ou metálicamente).

Tendências:

         Raio atômico

         ← diminui no período →

    Li   Be   B    C    N    O    F    Ne
   152  112   87   77   75   73   72   --  (pm)

   aumenta
   no grupo
   ↓

   Na   Mg   Al   Si   P    S    Cl   Ar
   186  160  143  118  110  103   99   --  (pm)

Raio iônico vs. raio atômico:

Cátions são menores que o átomo neutro; ânions são maiores.

6 — Energia de Ionização

A energia de ionização (EI) é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo gasoso em estado fundamental:

\[\text{X}(g) \longrightarrow \text{X}^+(g) + e^- \qquad \Delta H = \text{EI}_1 > 0\]

É sempre endotérmica (requer energia).

Tendências:

Valores de EI₁ no período 2 (kJ/mol):

Irregularidades: Be > B e N > O. Por quê?

• B: perde elétron do 2p (menos estável que 2s do Be) → EI menor
• O: perde um elétron do par emparelhado do 2p → repulsão elétron-elétron facilita a remoção

Energias de ionização sucessivas:

Cada elétron removido aumenta o $Z_{\text{ef}}$ percebido pelos elétrons restantes. Há um salto brusco quando se começa a retirar elétrons de uma camada mais interna:

O salto revela o número de elétrons de valência: Na tem 1, Mg tem 2, Al tem 3.

7 — Afinidade Eletrônica

A afinidade eletrônica (AE) é a variação de energia quando um átomo neutro gasoso ganha um elétron:

\[\text{X}(g) + e^- \longrightarrow \text{X}^-(g) \qquad \Delta H = -\text{AE}\]

Convenção: AE positiva indica que a adição de elétron é exotérmica (o átomo "deseja" o elétron).

Tendências gerais:

Valores de AE (kJ/mol) — período 3:

Halogênios possuem as maiores afinidades eletrônicas — falta apenas 1 elétron para completar o octeto. Gases nobres têm AE negativa — o elétron entraria numa nova camada (n+1), energeticamente desfavorável. Mg e Be têm AE negativa — camada s completa ($ns^2$) oferece resistência extra.

8 — Eletronegatividade

A eletronegatividade (EN, escala de Pauling) mede a tendência de um átomo em atrair elétrons dentro de uma ligação química:

\[\chi_{\text{Pauling}}: \quad \text{F} = 4{,}0 \text{ (maior)} \quad \longleftrightarrow \quad \text{Cs} = 0{,}7 \text{ (menor)}\]

Tendências (escala de Pauling):

         Eletronegatividade

         ← aumenta no período →

    Li   Be   B    C    N    O    F
    1.0  1.5  2.0  2.5  3.0  3.5  4.0

   diminui
   no grupo
   ↓

   Na   Mg   Al   Si   P    S    Cl
   0.9  1.2  1.5  1.8  2.1  2.5  3.0

Diferença de eletronegatividade e tipo de ligação:

9 — Comparativo das Propriedades Periódicas

         Período (→)    Grupo (↓)
         ─────────────  ─────────────
Raio     diminui        aumenta
EI       aumenta        diminui
AE       aumenta (geral) diminui (geral)
EN       aumenta        diminui

Resumo em um diagrama:

                  ← Período →          Grupo
                                          ↓
  Raio atômico     grande ─────► pequeno  pequeno ─► grande
  EI               baixa  ─────► alta     alta    ─► baixa
  EN               baixa  ─────► alta     alta    ─► baixa
  Caráter metálico alto   ─────► baixo    baixo   ─► alto

10 — Metais, Não-Metais e Metaloides

A tabela periódica divide os elementos em três grandes classes com base em suas propriedades físicas e químicas:

Metais (lado esquerdo e centro):

• Condutores elétricos e térmicos
• Brilho metálico, maleáveis, dúcteis
• Sólidos a temperatura ambiente (exceto Hg)
• Tendência a perder elétrons (baixa EI, baixa EN)
• Exemplos: Fe, Cu, Al, Na, Ca, Au

Não-metais (lado superior direito):

• Isolantes elétricos (exceto grafite)
• Sólidos frágeis, líquidos ou gases
• Tendência a ganhar elétrons (alta EI, alta EN)
• Exemplos: C, N, O, F, Cl, S, P, H

Metaloides (semimetais — fronteira):

• Propriedades intermediárias
• Semicondutores (fundamental para a eletrônica)
• Posição: diagonal B, Si, Ge, As, Sb, Te, (At)
• Exemplo: Si ($[\text{Ne}]\ 3s^2\ 3p^2$) — base dos transistores

    H                                                   He
    Li  Be                          B   C   N   O   F   Ne
    Na  Mg                          Al  Si  P   S   Cl  Ar
    K   Ca  Sc  Ti  V  Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn  Ga  Ge  As  Se  Br  Kr
    ...

    Metais    Metaloides   Não-metais
    (esq.)    (diagonal)   (dir. superior)

11 — Tendências nas Famílias Principais

Metais Alcalinos (Grupo 1): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

• Configuração: $ns^1$
• Perdem facilmente 1 elétron → cátions $M^+$
• Reagem vigorosamente com água: $2M + 2H_2O \rightarrow 2MOH + H_2\uparrow$
• A reatividade aumenta ao descer o grupo (EI diminui)
• Li reage lentamente; K reage com ignição; Cs explode

Metais Alcalino-Terrosos (Grupo 2): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

• Configuração: $ns^2$
• Perdem 2 elétrons → cátions $M^{2+}$
• Menos reativos que os alcalinos (EI maior)
• Be é praticamente inerte; Ca reage com H₂O; Ba reage vigorosamente
• Importantes biologicamente: Ca (ossos, dentes), Mg (clorofila)

Halogênios (Grupo 17): F, Cl, Br, I, At

• Configuração: $ns^2 np^5$ — faltam apenas 1 elétron para o octeto
• Maior afinidade eletrônica da tabela → formam ânions $X^-$
• Muito eletronegativos; oxidantes poderosos
• A reatividade diminui ao descer o grupo

Paradoxo do F vs. Cl: Cl tem AE maior que F! O flúor tem raio tão pequeno que há repulsão extra entre o elétron entrante e os elétrons já presentes no átomo compacto.

Gases Nobres (Grupo 18): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

• Configuração: $ns^2 np^6$ (He: $1s^2$) — octeto completo
• Extremamente inertes: EI muito alta, AE negativa
• Não formam compostos em condições normais
• Xe e Kr podem formar compostos com F e O sob condições extremas (ex.: $\text{XeF}_4$)

12 — Aplicações em Engenharia

13 — Mapa Conceitual da Aula

           NÚMERO ATÔMICO Z
                  │
       CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
                  │
         CARGA NUCLEAR EFETIVA (Z_ef)
                  │
    ┌─────────────┼─────────────┐
    │             │             │
RAIO        ENERGIA DE      ELETRO-
ATÔMICO     IONIZAÇÃO       NEGATIVIDADE
    │             │             │
    └─────────────┼─────────────┘
                  │
           AFINIDADE
           ELETRÔNICA
                  │
    ┌─────────────┴─────────────┐
    │                           │
CARÁTER                   TIPO DE
METÁLICO                  LIGAÇÃO
    │                           │
    ▼                           ▼
FAMÍLIAS                 IÔNICA / COVALENTE
(alcalinos,              (polar ou apolar)
 halogênios...)

14 — Resumo e Conexões

15 — Exercícios Propostos

1. A energia de ionização do oxigênio (O, $Z=8$) é menor que a do nitrogênio (N, $Z=7$), embora O tenha maior $Z$.

• (a) Explique essa anomalia com base nas configurações eletrônicas do N e do O.
• (b) O mesmo raciocínio explica por que a EI do berílio (Be) é maior que a do boro (B). Justifique.

2. Ordene os seguintes átomos em ordem crescente de raio atômico: Na, Mg, Al, Si, Cl. Justifique com base nas tendências periódicas.

3. O flúor (F) e o cloro (Cl) são halogênios do grupo 17.

• (a) Compare os raios atômicos, energias de ionização e eletronegatividades de F e Cl.
• (b) Apesar de o Cl ter maior afinidade eletrônica que o F, o F é considerado o oxidante mais forte. Explique essa aparente contradição.

4. Usando as energias de ionização sucessivas abaixo, determine o grupo da tabela periódica ao qual pertence o elemento X. Justifique.

5. Classifique cada par abaixo como metal, não-metal ou metaloide, e indique qual tem maior eletronegatividade:

• (a) Na e Cl
• (b) Si e C
• (c) Fe e S

16 — Gabarito dos Exercícios

1.

• (a) N: $[\text{He}]\ 2s^2\ 2p^3$ — três elétrons em 2p, um em cada orbital (Hund) → estabilidade extra do subnível semi-preenchido. O: $[\text{He}]\ 2s^2\ 2p^4$ — um dos orbitais 2p tem par de elétrons → repulsão entre eles facilita a remoção. Por isso EI(O) < EI(N).
• (b) Be: $[\text{He}]\ 2s^2$ — subnível 2s completo, mais estável. B: $[\text{He}]\ 2s^2\ 2p^1$ — elétron no 2p, mais energético e menos blindado. EI(Be) > EI(B).

2. Todos estão no 3º período. Raio diminui da esquerda para a direita pois $Z_{\text{ef}}$ aumenta. Ordem crescente: Cl < Si < Al < Mg < Na.

3.

• (a) F tem raio menor (64 pm < 99 pm), EI maior (1681 > 1251 kJ/mol) e EN maior (4,0 > 3,0) que Cl — tendências esperadas ao subir no grupo 17.
• (b) A AE mede a energia ao adicionar um elétron ao átomo isolado. O F, por ser muito pequeno, sofre repulsão extra dos elétrons já presentes → AE um pouco menor. Mas em reações de oxidação, o que importa é a energia total do processo (incluindo a ligação F–F fraca e a alta energia da ligação H–F), o que torna o F o oxidante mais forte em termos termodinâmicos globais.

4. O salto brusco ocorre entre EI₄ (4356) e EI₅ (16091 kJ/mol) → o 5º elétron a ser removido pertence a uma camada interna. Portanto, o elemento tem 4 elétrons de valência → Grupo 14 (ex.: Si, C, Ge).

5.

• (a) Na: metal (grupo 1). Cl: não-metal (grupo 17). Cl tem maior EN (3,0 vs. 0,9).
• (b) Si: metaloide (grupo 14). C: não-metal (grupo 14). C tem maior EN (2,5 vs. 1,8).
• (c) Fe: metal de transição. S: não-metal (grupo 16). S tem maior EN (2,5 vs. 1,8).

Fim da aula — QG101 | Química Geral

Folha de exercícios (PDF)