Tabela periódica

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1.3. Tabela periódica 1
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1.3. Tabela periódica
1.3.2. Tabela Periódica e configurações eletrónicas
Tabela Periódica dos Elementos 
A Tabela Periódica dos Elementos (TPE) é um documento organizador de 
informação sobre os elementos químicos e respetivas substâncias elementares. 
Atualmente conhecem-se 118 elementos, dos quais 92 são naturais e 26 
artificiais. 
Representação
Organização da Tabela Periódica
Na tabela periódica, os elementos químicos estão dispostos por ordem 
crescente de nº atómico (Z) e estão organizados em:
18 grupos ou famílias (colunas verticais);
7 períodos (linhas horizontais);
4 blocos (s, p, d e f).
Grupos, períodos e blocos
1.3.2. Tabela Periódica e configurações eletrónicas
1.3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativos 
1.3.4. Propriedades dos elementos e das substâncias elementares 
Conceitos-chave
1.3. Tabela periódica 2
A organização dos elementos por grupos, períodos e blocos, está relacionada 
com as configurações eletrónicas dos elementos no estado fundamental. 
Grupos
Para os elementos representativos (Grupos 1, 2 e 13-18), o algarismo das 
unidades do nº do grupo em que se encontram, corresponde ao nº de 
eletrões de valência de um átomo do elemento. 
Substâncias elementares formadas por elementos do mesmo grupo da 
Tabela Periódica apresentam propriedades semelhantes, como a 
reatividade química, que depende do nº de eletrões de valência, pois são 
estes que participam numa reação química. 
Períodos
O nº do período em que um elemento se encontra, corresponde ao nº de 
níveis de energia ocupados por um átomo do elemento. 
Blocos
A letra do bloco em que um elemento se encontra, corresponde à letra do 
último subnível com eletrões (de valência) de um átomo do elemento. 
Bloco s: Grupos 1 e 2 (+ He)
Bloco p: Grupos 13-18 (exceto He)
Bloco d: Grupos 3-12
Bloco f: Lantanídeos e actinídeos
Representação
Localização de elementos na tabela periódica através da sua configuração 
eletrónica 
1.3. Tabela periódica 3
: 
Grupo 2: 2 eletrões de valência. 
4º período: 4 níveis de energia ocupados (no estado fundamental). 
Bloco s: último nível de energia ocupado.
: 
Grupo 17: 7 eletrões de valência. 
2º período: 2 níveis de energia ocupados (no estado fundamental). 
Bloco p: último nível de energia ocupado.
: 
Grupo 2: 2 eletrões de valência. 
4º período: 4 níveis de energia ocupados (no estado fundamental). 
Bloco d: último subnível de energia ocupado. 
1.3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativos 
Propriedades periódicas dos elementos representativos 
O raio atómico e a 1ª energia de ionização são consideradas propriedades 
periódicas, pois variam de forma regular ao longo dos grupos e períodos da 
Tabela Periódica. 
As propriedades periódicas (raio atómico e 1ª energia de ionização) são 
influenciadas pelo nº de níveis de energia ocupados e pela carga nuclear. 
Raio atómico
O raio atómico consiste na distância média entre o centro do núcleo de um 
átomo/ião e a sua periferia. 
Evolução do raio atómico ao longo do grupo
O raio atómico aumenta ao longo do grupo porque, ao longo do grupo, o 
nº de níveis de energia ocupados com eletrões aumenta, o que provoca 
um aumento das repulsões eletrónicas, uma diminuição da atração 
entre o núcleo e os eletrões e um afastamento cada vez maior dos 
eletrões de valência do núcleo, sendo o nº de eletrões de valência 
constante. 
Evolução do raio atómico ao longo do período
Ca20 1s 2s 2p 3s 3p 4s2 2 6 2 6 2
F9 1s 2s 2p2 2 5
Ti22 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d2 2 6 2 6 2 2
1.3. Tabela periódica 4
O raio atómico diminui ao longo do período porque, ao longo do 
período, a carga nuclear dos átomos dos elementos aumenta, sendo o 
nº de níveis de energia ocupados com eletrões constante, o que 
provoca um aumento da atração do núcleo sobre a nuvem eletrónica e, 
consequentemente, a sua contração. 
1ª energia de ionização 
A 1ª energia de ionização consiste na energia necessária para remover um 
eletrão de valência de um átomo. 
Evolução da 1ª energia de ionização ao longo do grupo
A 1ª energia de ionização diminui ao longo do grupo porque, como o 
raio atómico aumenta ao longo do grupo, os eletrões de valência ficam 
cada vez mais afastados do núcleo e sofrem menos a sua atração, 
sendo necessário fornecer cada vez menos energia para retirar um 
eletrão de valência. 
Evolução da 1ª energia de ionização ao longo do período
A 1ª energia de ionização aumenta ao longo do grupo porque, como o 
raio atómico diminui ao longo do grupo, os eletrões de valência ficam 
cada vez mais próximos do núcleo e sofrem mais a sua atração, sendo 
necessário fornecer cada vez mais energia para retirar um eletrão de 
valência. 
1.3.4. Propriedades dos elementos e das substâncias 
elementares 
Categorias da Tabela Periódica
Elementos representativos
Os elementos representativos são os elementos dos blocos s e p, ou seja, 
dos grupos 1, 2 e 13-18. 
Grupos com nome próprio
Grupo 1: Metais alcalinos
Grupo 2: Metais alcalinoterrosos
Grupo 13: Família do boro
Grupo 14: Família do carbono
Grupo 15: Família do nitrogénio/Pictogéneos 
1.3. Tabela periódica 5
Grupo 16: Calcogéneos
Grupo 17: Halogéneos
Grupo 18: Gases nobres
Lantanídeos
Actinídeos 
Metais, semimetais e não metais
Os elementos químicos podem-se dividir, de acordo com as suas 
propriedades físicas e químicas, em: 
Metais;
Metais de transição (externa): Grupos 3-12
Metais de transição interna: Lantanídeos e Actinídeos 
Semimetais;
Não metais. 
A maioria dos elementos conhecidos são metais, apenas 8 são semimetais 
e 17 são não metais.
Representação
Propriedades dos elementos e das substâncias elementares
A tabela periódica apresenta os valores de várias propriedades:
Dos elementos (associadas a átomos): Símbolo químico, nº atómico, massa 
atómica relativa, distribuição eletrónica, raio atómico, 1ª energia de 
ionização.
1.3. Tabela periódica 6
Das substâncias elementares correspondentes: Estado físico, ponto de 
fusão, ponto de ebulição, massa volúmica.
Representação 
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Propriedades dos metais, semimetais e não metais
Metais
Propriedades físicas
Bons condutores de calor e eletricidade;
Brilho metálico;
Maleáveis e dúcteis; 
Sólidos à temperatura ambiente (com exceção do mercúrio, que é 
líquido); 
Pontos de fusão elevados e densidade elevada. 
Propriedades químicas
Os metais tendem a perder eletrões, formando iões positivos (catiões), 
e a sua reatividade aumenta ao longo do grupo, à medida que a 1ª 
energia de ionização diminui. 
Reação com o oxigénio 
Ao reagirem com oxigénio, os metais formam óxidos 
metálicos/básicos (compostos iónicos), que quando reagem com 
água originam soluções aquosas básicas/alcalinas. 
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1.3. Tabela periódica 7
Metais (+ oxigénio) → Óxidos metálicos/básicos (+ água) → 
Soluções aquosas básicas/alcalinas
O caráter metálico é uma propriedade periódica: diminui ao longo dos 
períodos (da esquerda para a direita) e aumenta ao longo dos grupos (de 
cima para baixo).
Semimetais
Propriedades intermédias entre as dos metais e dos não metais;
Aspeto e algumas propriedades físicas dos metais, mas comportam-se 
quimicamente como os não metais. 
Não metais
Propriedades físicas
Maus condutores de calor e eletricidade;
Apresentam-se em diferentes estados físicos à temperatura 
ambiente (a maioria encontra-se no estado gasoso);
Os sólidos têm baixos pontos de fusão e são quebradiços;
Os líquidos têm baixos pontos de ebulição. 
Propriedades químicas
Os não metais tendem a ganhar eletrões, formando iões negativos 
(aniões), e a sua reatividade diminui ao longo do grupo, porque 
depende da tendência para ganhar eletrões, e esta é maior para átomos 
com menos níveis de energia ocupados, pois a atração nuclear é maior. 
Reação com o oxigénio
Ao reagirem com oxigénio, os não metais formam óxidos não 
metálicos/ácidos (compostos moleculares), que quando reagem 
com águaoriginam soluções aquosas ácidas. 
Não metais (+ oxigénio) → Óxidos não metálicos/ácidos (+ água) → 
Soluções aquosas ácidas
Propriedades dos elementos/substâncias elementares do mesmo grupo 
Grupo 1: Metais alcalinos
Os metais alcalinos têm uma energia de ionização baixa, logo têm uma 
grande tendência para perderem o seu único eletrão de valência, formando 
1.3. Tabela periódica 8
iões monopositivos. 
São muito reativos, pelo que não existem livres na natureza. 
Exceção do Hidrogénio
Embora esteja localizado no grupo 1, por ter apenas 1 eletrão de 
valência, o hidrogénio é um não metal.
O hidrogénio pode formar, como os restantes elementos do grupo 1, um 
ião monopositivo, mas também pode ganhar um eletrão, tornando-se 
num ião mononegativo. 
Grupo 2: Metais alcalinoterrosos
Os metais alcalinoterrosos têm uma energia de ionização baixa, logo têm 
uma grande tendência para perderem os seus 2 eletrões de valência, 
formando iões dipositivos. 
São muito reativos, mas são menos reativos que os metais alcalinos, pois, 
para ganharem mais estabilidade, têm de perder 2 eletrões e não apenas 1. 
Grupo 17: Halogéneos
Os halogéneos têm uma energia de ionização elevada, mas têm uma 
grande tendência a captar um eletrão, formando iões mononegativos, logo 
são muito reativos. 
Grupo 18: Gases nobres
Os gases nobres (ou inertes), por terem o último nível de energia completo, 
têm uma elevada estabilidade, logo são pouco reativos quimicamente.
São gases monoatómicos, pois, como têm o último nível de energia 
preenchido, não se agrupam para formar moléculas. 
Iões
Formação de iões
Tendência para a formação de catiões ao longo da TPE
A tendência para a perda de eletrões, e formação de catiões:
Aumenta ao longo do grupo, à medida que diminui a 1ª energia de 
ionização;
Diminui ao longo do período, à medida que aumenta a 1ª energia de 
ionização. 
1.3. Tabela periódica 9
Tendência para a formação de aniões ao longo da TPE
A tendência para o ganho de eletrões, e formação de aniões:
Diminui ao longo do grupo pois, à medida que existem mais níveis 
de energia ocupados, a atração nuclear é menor.
Raio atómico e iónico
Átomos e catiões resultantes
O raio atómico de um átomo é superior ao raio iónico do catião 
resultante, porque, na nuvem eletrónica do catião existem menos 
repulsões eletrónicas e, como o catião tem a mesma carga nuclear, 
para menos eletrões, a atração do núcleo sobre os eletrões no catião 
aumenta, em comparação com o átomo. 
Átomos e aniões resultantes
O raio atómico de um átomo é inferior ao raio iónico do anião resultante, 
porque, na nuvem eletrónica do anião existem mais repulsões 
eletrónicas e, como o anião tem a mesma carga nuclear, para mais 
eletrões, a atração do núcleo sobre os eletrões no anião diminui, em 
comparação com o átomo. 
Conceitos-chave