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CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS 
ELEMENTOS. 
 
2.1. HISTÓRICO. 
 Elemento Químico foi definido historicamente como 
substância que resiste a qualquer processo de decomposição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A partir do século XVI, surgem relações entre a massa atômica e as propriedades 
atômicas. No início do século XVIII, as propriedades dos elementos e seus 
compostos já eram razoavelmente conhecidas e semelhanças físicas e 
químicas se tornaram aparentes . 
Até o Final do 
século 
Elementos 
Conhecidos 
XV 12 
XVII 14 
XVIII 33 
XIX 83 
Dias de Hoje ~ 117 
Mendeleev & Mayer (1869) 
 Trabalhos Simultâneos: 
 
I. Elementos organizados em ordem crescente de seus pesos atômicos; 
II. Em 1869 Meyer demonstra que várias propriedades, tais como : volume 
molar, constantes físicas, dureza, etc., tinham uma relação direta com o 
peso atômico; 
III. Ainda em 1869, Mendeleev publica sua versão da tabela. A época, 
aproximadamente, 60 elementos eram conhecidos. A tabela continha 
doze (12) linhas horizontais (séries) e oito (8) colunas (grupos). As colunas 
eram compostas de elemento com propriedades semelhantes; 
IV. Espaços vazios foram deixados , D. M. previu a existência dos elementos 
Gálio e Germânio e com precisão estimou suas propriedades. 
 
Tabelas: Mendeleev x Moderna 
 
 
2.2. APRESENTAÇÃO. 
 
i. Lei Periódica: “As propriedades 
físicas e químicas dos elementos 
variam periodicamente com os seus 
nos atômicos”. 
 
 
 
1. Dispõe-se em ordem crescente de seus 
nos atômicos (Z); 
 
2. Elementos alinhados em uma mesma 
linha vertical apresentam 
propriedades químicas semelhantes e 
constituem os dezoito (18) Grupos ou 
Famílias; 
 
3. Elementos alinhados numa mesma 
linha horizontal apresentam variação 
gradual em suas propriedades e 
formam sete (07) Períodos. Diferente 
dos grupos, os períodos não têm 
nomes, são designados somente por 
números; 
 
 
 
4. A tabela se divide em dois grandes 
blocos: Elementos 
Representativos e de Transição; 
 
5. Os blocos da tabela são 
diferenciados pelo último orbital 
ocupado (s, p, d, f), de acordo com 
a configuração eletrônica de 
estado fundamental; os períodos 
são numerados considerando o no 
quântico principal e os grupos são 
indicados pelo total de elétrons da 
camada de valência. 
 
6. A periodicidade nas propriedades 
dos elementos é o resultado da 
periodicidade nas configurações 
eletrônicas de seus átomos . 
 
 
 
 
 
 
Os Diferentes Blocos 
BLOCO GRUPOS PERÍODOS ELEMENTOS 
ns 1 e 2 1º ao 7º Representativos 
np 13 a 18 2º ao 7º Representativos 
nd 3 a 12 4º ao 7º Transição Externa 
nf 3 6º e 7º Transição Interna 
ii. Características Gerais dos Elementos 
 
 Não metais: São quinze (15) os 
elementos, todos representativos e que 
compõe 73% da massa da crosta 
terrestre. Todos apresentam elétrons 
mais externos em subníveis np e, por 
apresentarem a camada de valência 
quase completa, formam ânions com 
relativa facilidade e são bons isolantes 
térmicos e elétricos; 
 Metais: Podem ser 
representativos ou de transição. 
Formam cátions com relativa 
facilidade. Suas propriedades 
gerais são: bons condutores de 
calor e de eletricidade; maleáveis, 
dúcteis, têm uma alta refletividade 
e são brilhantes. Tipicamente são 
sólidos e com altos pontos de 
fusão e de ebulição. 
 
 
 Semimetais: A tabela atual não adota 
mais a divisão contendo semimetais, 
não existe uma linha limite que defina 
claramente quando o elemento 
pertence a um ou a outro grupo. 
Todos, hoje são classificados como não 
metais, exceto o Ge. Estes átomos são 
ótimos exemplos de elementos que 
apresentam relações diagonais em 
suas propriedades, têm a aparência e 
algumas propriedades de um metal 
mais, comportam-se quimicamente, 
como não metais. 
 
 
 
Algumas Características dos Elementos de Transição 
 
1. Todos os elementos do bloco d são metais com propriedades 
intermediárias entre os metais reativos do bloco s e os menos reativos 
do bloco p (incluindo os metais nobres do grupo 12), por isto o termo 
transição. Elementos de um mesmo período diferem apenas no número de 
elétrons d de camadas internas, portanto apresentam propriedades bem 
similares. São bons condutores de calor e eletricidade, a maioria é maleável, 
dúctil, tem cor cinza e são lustrosos, com pontos de fusão e ebulição altos; 
2. Quando um elemento do bloco d perde elétrons, inicialmente perde 
elétrons do nível mais externo, ns, para depois perder da camada mais 
interna, (n-1) d; 
3. Formação da Bateria ou Pilha Seca: Inúmeras reações químicas 
podem ser exploradas neste contexto; manganês, níquel, zinco, prata, 
cádmio ou mercúrio podem ser encontrados como formadores deste 
tipo de bateria ou pilha; 
 
4. Suas Propriedades Magnéticas: Gravações magnéticas como 
disquetes, discos rígidos e fitas magnéticas, cujo revestimento contém 
óxidos metálicos. Obtenção de magnetos permanentes de alta 
intensidade, úteis na construção de motores elétricos potentes e 
compactos, como utilizados na fabricação de eletrônicos, etc; 
 
5. Pigmentos coloridos: Violeta-manganês, amarelo-cromo, azul-cobalto, 
amarelo-cádmio, azul da Prússia, branco brilhante (TiO2), etc; 
 
6. Emissão de radiação em frequência específica: Os lantanídeos, 
bastante raros, em especial, formam compostos luminescentes e por 
isto são utilizados nos tubos de raios catódicos e em televisores a cores; 
 
7. Os actinídeos são todos elementos radioativos. Nenhum dos elementos 
depois do plutônio tem ocorrência natural na terra em qualquer 
quantidade significativa. São obtidos em reatores nucleares e 
aceleradores de partículas. 
iii. Bloco dos Elementos Representativos: 
 
 São elementos que apresentam distribuição interna de orbitais completos. Devido a 
configuração eletrônica, são considerados os mais regulares da T. P. 
 
 
G / P 1 2 13 14 15 16 17 18 
1
o
 1H 2He 
2
o
 3Li 4Be 5B 6C 
7
N 8O 9F 10Ne 
3
o
 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 
4
o
 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 
5
o
 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 
6
o
 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 
7
o
 87Fr 88Ra 114Uuq 
 
No Grupo Nome dos Grupos Configuração Algumas Características 
1 Metais Alcalinos ns1 São metais de densidades e forças de coesão baixas, macios e 
têm cor de prata. O termo álcali tem relação com cinza de 
plantas. 
2 Metais Alcalinos 
Terrosos 
ns2 Bem reativos, porém, menos que os do grupo 1. Metais 
moles, cinza prateados. 
13 Boro ns2np1 O boro é um não metal, os demais formam metais leves, 
cinza prateados. 
14 Carbono ns2np2 O nível externo semipreenchido lhes dá propriedades entre 
metais e não metais. 
15 Nitrogênio ns2np3 Variam suas propriedades bruscamente. Não metais; 
semicondutores (As e Sb) e metal (Bi). 
16 Oxigênio ns2np4 Têm caráter não metálico. São chamados coletivamente de 
calcogênios. 
17 Halogênios ns2np5 Têm caráter não metálico. Apresentam variações suaves em 
suas propriedades. 
18 Gases Nobres ns2np6 São encontrados na natureza na forma de substâncias 
simples monoatômicas. 
Diferenciação dos E. Representativos pela configuração eletrônica. 
 
iv. Bloco dos Elementos de Transição: 
 Apresentam distribuição interna de orbitais incompletos. Em ligações 
químicas utilizam elétrons de níveis mais internos, também, (n -1) d e (n – 2) f . 
 
 
 
 
 
 
 Na formação de íons de elementos destes blocos demonstra-se que os orbitais 
(n-1) d e (n-2) f contendo um ou mais elétrons são mais estáveis do que o orbitas 
ns (mais externo); indicando que sofrem maior influência do núcleo e, 
portanto, ocupam camada mais interna da eletrosfera atômica. Deve-se ter em 
conta que elétrons mais internos blindam elétrons mais externos (ns, np), por se 
exporem à cargas nucleares crescentes. Logo, devido ao caráter metálico, a 
ionização terá um papel primordial na química destes dois grupos de 
elementos,além de justificar as suas configurações eletrônicas de estado 
fundamental. 
 
 
( n – 1 ) d y n s 2 Transição Externa 
4 f y 5 s 2 T. I. = Lantanídeos 
5 f y 6 s 2 T. I. = Actinídeos 
1. Analisando os elementos com Z de 1 a 20, os elétrons dos cernes 
([He]; [Ne]; [Ar]) blindam o subnível 3d vazio em decorrência 
das cargas nucleares crescentes e mantêm constantes a energia 
destes orbitais. Porém, a partir do escândio (z = 21), a 
subcamada 3d deixa de ser blindada pelos elétrons 4s2, sua 
energia diminui e passam a penetrar na subcamada 4s. 
Elétrons de um subnível d exercem um leve efeito de blindagem 
sobre os demais elétrons deste mesmo subnível. Com o aumento 
das CN e CNE, de elétrons enfim, a energia dos orbitais 3d 
tendem a diminuir cada vez mais e, a partir do Zn, a 
subcamada 3d, completamente ocupada, deixa de fazer parte 
da camada de valência e passa a compor o cerne da eletrosfera 
atômica. Para Z entre 39 e 48, este padrão se repete, 
envolvendo os orbitais 4d e 5s. 
 
 
2. Algumas propriedades destes elementos são 
consequência destas configurações eletrônicas, como 
por exemplo: o paramagnetismo (capacidade de 
atração por campos magnéticos). Quando 
magnetizados, os átomos se alinham e apontam todos 
para a mesma direção; ou, ainda, podem formar 
compostos - complexos coloridos, pois seus níveis 
semipreenchidos permitem transições eletrônicas 
responsáveis por emissões luminosas. Estes elementos 
formam poucos compostos simples em comparação 
com a enorme tendência em formar complexos 
metálicos. 
Elemento de T. E. : Configuração Eletrônica 
 
No do 
Grupo 
Nome dos Grupos Configuração Algumas Características 
3 
 
 
4 
Escândio – 21Sc 
 
 
Titânio – 22Ti 
ns2 (n-1)d1 
 
 
ns2 (n-1)d2 
Metais bem reativos. Formam íons de carga M3+ e seus 
compostos são incolores e diamagnéticos; 
 
Formam íons M2+, M3+ e M4+. O primeiro é muito estável e o 
terceiro tem caráter molecular. 
5 
 
 
 
6 
Vanádio – 23V 
 
 
 
Cromo – 24Cr 
ns2 (n-1)d3 
 
 
 
ns1 (n-1)d5 
 
Metais pouco reativos. O Nb e Ta praticamente não formam 
cátions. Propriedades similares aos não metais. 
 
Formam compostos com cargas entre 1+ e 6+. Os de carga alta 
tem caráter molecular e são mais estáveis. 
7 
 
8 
Manganês – 25Mn 
 
Ferro - 26Fe 
ns2 (n-1)d5 
 
ns2 (n-1)d6 
Compostos de Mn geralmente são coloridos. O Tc é um elemento 
sintético. 
 
O Fe puro é branco, não muito duro e bastante reativo. É o metal mais 
utilizado pelo homem. 
9 Cobalto – 27Co ns
2 (n-1)d7 O Co é um metal duro, branco azulado e relativamente inerte. 
10 Níquel - 28Ni ns
2 (n-1)d8 O Ni é um metal branco prateado, bem reativo. Finamente dividido se 
inflama espontaneamente. 
11 Cobre - 29Cu ns
1 (n-1)d10 Apresentam as condutividades elétricas e térmicas mais elevadas que se 
conhecem. 
12 Zinco - 30Zn ns
2 (n-1)d10 Não apresentam valências variáveis. Formam compostos brancos em 
sua maioria e são metais de transição relativamente moles. 
Elementos de Transição Interna : Lantanídeos e Actinídeos 
 São elementos do 6º e 7º p . e grupo 3. O 
subnível a ser preenchido será o (n-2) f, 
que poderá acomodar 14 ē com máximo 
de 14 elementos / período; 
 
 
 Configurações irregulares e elétrons de 
maior energia em subcamadas f ou d. 
Neste bloco os elétrons de última (2) e os 
de antipenúltima camada participam da 
formação de ligações químicas, portanto, 
suas cargas variam de 2+ a 7+, sendo 3+ 
a mais comum de seus íons. 
 Quanto à química: A complexidade 
destes elementos tem como causa, a 
disputa envolvendo subníveis (n-1)d e (n-
2) f na distribuição eletrônica. 
 
 
 A partir dos 1º elementos das 
séries: (57La – 90Ac); a Energia dos 
subníveis (n-2)f, (n-1)d e ns 
convergem para um mesmo valor e 
a série, como um todo, será 
formada pelo preenchimento da 
subcamada (n-2)f antes de 
completar a subcamada (n-1)d . 
 
 Elementos de Transição Interna: Configurações 
 
Lantanídeos Configuração de E. F. Actinídeos Configuração de E. F 
 57La - Lantânio [Xe] 4f
0
5d
1
6s
2
 89Ac - Actínio [Rn] 5f
0
6d
1
7s
2
 
 58Ce - Cério [Xe] 4f
1
5d
1
6s
2
 90Th - Tório [Rn] 5f
0
6d
2
7s
2
 
 59Pr - Praseodímio [Xe] 4f
3
5d
0
6s
2
 91Pa Protactínio [Rn] 5f
2
6d
1
7s
2
 
 60Nd - Neodímio [Xe] 4f
4
5d
0
6s
2
 92Ur - Urânio [Rn] 5f
3
6d
1
7s
2
 
 61Pm - Promécio [Xe] 4f
5
5d
0
6s
2
 93Np – Netúnio. [Rn] 5f
4
6d
1
7s
2
 
 62Sm - Samário [Xe] 4f
6
5d
0
6s
2
 94Pu - Plutônio [Rn] 5f
6
6d
0
7s
2
 
 63Eu - Európio [Xe] 4f
7
5d
0
6s
2
 95Am – Amerício [Rn] 5f
7
6d
0
7s
2
 
 64Gd - Gadolínio [Xe] 4f
7
5d
1
6s
2
 96Cm - Cúrio [Rn] 5f
7
6d
1
7s
2
 
 65Tb - Térbio [Xe] 4f
9
5d
0
6s
2
 97Bk - Berquélio [Rn] 5f
8
6d
1
7s
2
 
 66Dy - Disprósio [Xe] 4f
10
5d
0
6s
2
 98Cf - Califórnio [Rn] 5f
10
6d
0
7s
2
 
 67Ho - Hólmio [Xe] 4f
11
5d
0
6s
2
 99Es - Estênio [Rn] 5f
11
6d
0
7s
2
 
 68Er - Érbio [Xe] 4f
12
5d
0
6s
2
 100Fm --Férmio [Rn] 5f
12
6d
0
7s
2
 
 69Tm - Túlio [Xe] 4f
13
5d
0
6s
2
 101Md-Mendelévio [Rn] 5f
13
6d
0
7s
2
 
 70Yb - Itérbio [Xe] 4f
14
5d
0
6s
2
 102Nb- Nobélio [Rn] 5f
14
6d
0
7s
2
 
 71Lu - Lutécio [Xe] 4f
14
5d
1
6s
2
 103Lr- Laurêncio [Rn] 5f
14
6d
1
7s
2
 
 
2.3. PROPRIEDADES PERIÓDICAS. 
i. RAIO ATÔMICO – RA ; 
 
ii. ENERGIA DE IONIZAÇÃO – I ; 
 
iii. AFINIDADE ELETRÕNICA – AE ;
 
iv. ELETRONEGATIVIDADE -  ; 
 
v. CARÁTER METÁLICO – CM . 
 POLARIZABILIDADE : 
 
 Mede a facilidade com que uma 
nuvem eletrônica pode ser 
distorcida. Pode ser aplicada tanto 
para moléculas e íons quanto para 
átomos; 
 É maior para átomos mais 
pesados, com maior volume 
atômico. 
 
 Ordem de crescimento 
 
i. RAIO ATÔMICO – RA : 
 
RAIO COVALENTE X RAIO DE 
VAN DER WAALS 
 
Distância interatômica e Raios atômicos de substâncias 
e elementos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 RC < RVW 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Medidas obtidas por Difração de Raios X 
no estado sólido 
SUBSTÂNCIAS Distância 
Interatômica 
(Å) 
Raio 
Covalente 
(Å) 
H2 H - H 0,74 0,37 
C (grafite) C - C 1,54 0,77 
Cl2 Cl - Cl 1,98 0,99 
Cu (s) Cu - Cu 2,56 1,28 
Cs (s) Cs - Cs 
 
CH4 (s) C - H 
5,34 
 
1,10 
2,67 
 
Experimental 
 
Periodicidade do RA . 
 RA no Período RA no Grupo. 
 
2º P Li Be B C N O F Ne 
R.A. (Å) 1,23 0,89 0,82 0,77 0,75 0,73 0,72 0,71 
Z 3 4 5 6 7 8 9 10 
CN 3+ 4+ 5+ 6+ 7+ 8+ 9+ 10+ 
n=1 2 2 2 2 2 2 2 2 
n=2 1 2 3 4 5 6 7 8 
CNE 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+ 8+ 
 
Grupo 1 Z R.A (Å) CN CNE Configuração 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
3 
11 
19 
37 
55 
1,23 
1,54 
2,03 
2,16 
2,35 
3+ 
11+ 
19+ 
37+ 
55+ 
1+ 
1+ 
1+ 
1+ 
1+ 
2 – 1 
2 – 8 – 1 
2 – 8 – 8 – 1 
2 – 8 – 18 – 8 – 1 
2 – 8 – 18 – 18 – 8 – 1 
 
Comparações de Raios entre átomos e seus íons. 
 
 
2º P Li Be B O F 
Neutro: RA (Å): 1,23 0,89 0,82 0,73 0,72 
Íon: RI (Å): 0,68 0,31 0,23 1,40 1,33 
CN 3+ 4+ 5+ 8+ 9+ 
CP 2- 2- 2- 10- 10- 
3º P Na Mg Al S Cl 
Neutro: RA (Å): 1,54 1,30 1,48 1,02 0,99 
Íon: RI (Å): 0,97 0,66 0,51’ 1,84 1,81 
CN 11+ 12+ 13+ 16+ 17+ 
CP 10- 10- 10- 18- 18- 
4º P K Ca Ga Se Br 
Neutro: RA (Å): 1,96 1,74 1,26 1,16 1,14 
Íon: RI (Å): 1,33 0,99 0,62’ 1,98 1,96 
CN 19+ 20+ 31+ 34+ 35+ 
CP 18- 18- 28- 36- 36- 
 
ii. Potencial ou Energia de Ionização (I): 
 P. de Ionização é a energia necessária para afastar completamente um 
elétron de um átomo neutro, isolado e no estado gasoso. 
 
Cu(g) + I1 → Cu
1+
(g) + ē I1 = +785 Kj/ mol 
 
 Quer no grupo, quer no período, o potencial de ionização será tanto 
maior quanto menor o RA. 
 
Cu1+(g) + I2 → Cu
2+
(g) + ē I2 = +1995 Kj/ mol 
 
 À medida que retira-se o ē, há aumento da atração núcleo / 
eletrosfera: CN > CP ; logo, o raio de um cátion será sempre menor 
do que seu átomo gerador. Com a diminuição do raio, amagnitude 
de I aumenta sucessivamente: I1 < I2 < I3< ... . 
 
Variação de I com RA ao longo do 2º período da tabela . 
E . I. sucessivas: Alguns elementos químicos. 
Elemento Li Be B C N O F Ne 
RA(Å) 1,23 0,89 0,82 0,77 0,75 0,73 0,72 0,71 
Z 3 4 5 6 7 8 9 10 
I(eV) 5,4 9,3 8,3 11,3 14,3 13,6 17,4 21,6 
 Elemento 1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 
Li 
Na 
Mg 
Al 
Si 
P 
S 
Cl 
126 
119 
178 
140 
189 
243 
240 
300 
1745 
1094 
348 
436 
379 
456 
540 
552 
2872 
1652 
1854 
657 
775 
698 
806 
917 
- 
- 
- 
2783 
1046 
1190 
1094 
1238 
- 
- 
- 
- 
3863 
1504 
1682 
1569 
- 
- 
- 
- 
- 
5326 
2039 
2270 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
6502 
2639 
Potenciais de Ionização (Kcal / mol) 
 
 
iii: Afinidade Eletrônica: AE iV. Eletronegatividade:  
 Afinidade eletrônica é a energia 
liberada quando um elétron for 
adicionado a um átomo neutro, 
isolado e no estado gasoso . 
 
 X(g) + ē → X(g)
1- + EA . 
 
 
 Quanto mais próximo do núcleo 
ficar o nível no qual o ē será 
adicionado, mais estável ficará o 
sistema e maior a energia 
liberada. Logo, “quer no grupo 
quer no período a AE será tanto 
maior quanto menor o RA. 
 Por definição é “a medida da 
tendência, apresentada pelos átomos, 
de atrair pares de elétrons 
compartilhados, considerando 
moléculas isoladas e no estado 
gasoso.” 
 Os valores de χ definido por L. 
Pauling variam de 0,7 (sete 
décimos) a 4,0 (quatro) e 
permitem definir as propriedades 
químicas dos elementos, 
 Eletropositividade será o inverso de  
e as duas propriedades estão 
relacionadas a átomos e moléculas em 
interações químicas reais. 
Alguns valores de AE e χ . 
Elemento C. N. RA.(Å) C. Eletrônica 1ª AE (Kcal/mol) χ. 
Li 
Be 
B 
C 
N 
O 
S 
Se 
Te 
F 
Cl 
Br 
I 
At 
Cu 
Zn 
Au 
Hg 
3+ 
4+ 
5+ 
6+ 
7+ 
8+ 
16+ 
34+ 
52+ 
9+ 
17+ 
35+ 
53+ 
85+ 
29+ 
30+ 
79+ 
80+ 
1,23 
0,89 
0,82 
0,77 
0,75 
0,73 
1,04 
1,17 
1,37 
0,72 
0,99 
1,14 
1,33 
1,45 
1,17 
1,25 
1,34 
1,49 
 [He] 2s
1 
[He] 2s
2 
[He] 2s
2
2p
1
 
[He] 2s
2
2p
2
 
[He] 2s
2
2p
3
 
[He] 2s
2
2p
4 
[Ne] 3s
2
3p
4 
[Ar] 3d
10
4s
2
4p
4 
[Kr] 4d
10
5s
2
5p
4 
[He] 2s
2
2p
5
 
[Ne] 3s
2
3p
5
 
[Ar] 3d
10
4s
2
4p
5 
[Kr] 4d
10
5s
2
5p
5 
[Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
5 
[Ar] 3d
10
4s
1 
 [Ar] 3d
10
4s
2 
[Xe] 4f
14
5d
10
6s
1 
[Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
 
-14,34 
≥0,0 
-6,45 
-29,18 
+1,67 
-33,73 
-47,85 
-46,61 
-45,41 
-78,39 
-83,41 
-77,68 
-70,50 
-64,53 
-28,47 
+14,35 
-53,35 
+11,96 
1,0 
1,5 
2,0 
2,5 
3,0 
3,5 
2,5 
2,4 
2,1 
4,0 
3,2 
2,8 
2,5 
2,2 
1,9 
1,7 
2,5 
2,0 
 
v. Caráter Metálico (CM): Algumas características gerais e marcantes 
dos metais são: 
 
 
1. Maleabilidade, ductibilidade, brilho e condutividades: térmica e, 
principalmente, elétrica ; 
 
2. A condutividade elétrica depende da mobilidade dos elétrons de 
níveis mais externos ; 
 
3. Considerando o Princípio de Construção, a existência de 
elementos com baixo número de ē , e com orbitais vazios no nível 
eletrônico de valência, são considerados fatores importantes que 
justificam a condutividade e a formação da ligação metálica 
(quanto menor a diferença de energia entre os orbitais contendo 
elétrons de valência e os vazios, melhor a condutibilidade elétrica) 
; 
 
4. Além da condutividade, outras características metálicas 
são explicadas pela Teoria dos Elétrons Livres. Elétrons 
que apresentam liberdade de mover-se através de uma 
superfície. 
 
 
 
Relação entre CM e as demais Propriedades 
 Fatores relacionados ao crescimento do CM : 
 
i. Aumento de RA e consequente diminuição da influência de 
núcleo sobre ē de valência; 
ii. Diminuição de Energia de Ionização - I; 
iii. Diminuição de eletronegatividade -  ; 
iv. Presença de Orbitais vazios no nível mais externo. 
 
Os três primeiros itens estão relacionados à mobilidade eletrônica; 
O último item tem esta relacionado ao local por onde os ē irão se 
locomover. 
 
 Quer no grupo, quer no período o CM será tanto maior quanto 
maior o RA , maior o n
o de orbitais vazios na camada de 
valência e menor a diferença de energia entre os orbitais 
vazio(s) e o que contém o(s) ē de valência 
 
 
 
Ordem de Crescimento das Propriedades Periódicas sob Análise 
 
 RA ; I ; AE ;  ; CM : 
 
 
Características em Função da C. Eletrônica 
 
 
i. Diamagnéticas: substâncias contendo átomos com um ou mais 
níveis eletrônicos preenchidos (s2, p6, etc) : Quando colocados sob a 
influência de um campo magnético experimentam uma fraca 
repulsão pelo campo, que tende a afastá-los. 
 Ex.: 30Zn , 20Ca , ..... 
 
ii. Paramagnéticas: Substâncias contendo átomos com um ou mais 
elétrons desemparelhados e que são fortemente atraídos por campo 
magnético. O caráter paramagnético se deve aos spins dos elétrons, 
que se comportam como finas barras magnéticas que tendem a se 
alinhar ao campo aplicado. A atração magnética é inversamente 
proporcional à temperatura. Elétrons desemparelhados 
apresentam momentos magnéticos individuais (não há influência 
entre eles) e estão aleatoriamente orientados, influenciados pelo 
campo magnético, estes elétrons têm seus momentos magnéticos 
alinhados paralelamente uns em relação aos outros, que por 
interação atrativa líquida com o imã é puxado para dentro do 
campo magnético. 
 Ex.: 29Cu , 21Sc , O2 ; .... 
 
Ilustrações: Prova de Paramagnetísmo Aplicado a 
Pequenos Imãs. 
i. Ausência de Campo Magnético: 
 
 
ii. Sobre um Campo Magnético Fraco: 
 
 
 
iii. Sobre um Campo Magnético Forte: 
 
 
 
 
 Pt.wikipedia.org/wiki/paramagnetismo 
iii. Ferromagnéticas: Em substâncias ferromagnéticas a 
influência do campo magnético pode ser 1 milhão de vezes 
maior. Os elétrons desemparelhados apresentam momentos 
magnéticos não individuais, isto é, uns influenciam os outros e 
o sistema como um todo será mais estável (de menor energia), 
estando os spins dos elétrons alinhados no mesmo sentido. 
Quando colocado sob a influência de um campo magnético, 
os spins de seus elétrons se alinham fortemente ao campo. Ao 
se retirar a influência do campo magnético externo, a 
substância ferromagnética mantém, como um todo, um 
momento magnético (imã permanente). 
 
 
 
 Ex.: Fe , Co , Ni , CrO2, Fe2O3 , .... 
 
 
Características em Função da C. Eletrônica 
 Brilho  A luz incidente se compõe de um campo eletromagnético 
oscilante. Quando a superfície metálica é atingida, o campo elétrico da 
radiação incidente empurra os elétrons móveis para frente e para trás, 
estes elétrons oscilam e reemitem luz que visualizamos como brilho. 
Essencialmente o que se postula é que os elétrons móveis oscilam 
sincronizados com a luz incidente e liberam luz de mesma frequência. 
Muitos metais emitem elétrons quando expostos à luz (efeito 
fotoelétrico), ou mesmo sob aquecimento (emissão termoiônica). 
 
 
 
 
 www. Teleco.com.br/tutoriais 
 
 
 
2.4. REATIVIDADE DOS ELEMENTOS E A FORMAÇÃO DE ÍONS: 
 
I. ELETROPOSITIVIDADE X ELETRONEGATIVIDADE 
Formação de Cátions (Kj / mol) : 
 
i. Na(s) + 1/2 Cl2 (g) → NaCl (s) ΔH
o = - 411,2 
ii. Ca(s) + Cl2 (g) → CaCl2 (s) ΔH
o = -795,4 
iii. Ca (s) + F2 (g) → CaF2 (s) ΔH
o = -1228,0 
iv. Al (s) + 3/2 Cl2 (g) → AlCl3 (s) ΔH
o = - 704,2 
v. 2 Na(s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)
 ΔHo = -368 
 
 
 
vi. Fe(s) + 2 H2O (l) → Fe(OH)2 (s) + H2 (g)
 ΔHo = +3.0 
 
Cátion + Provável: Íon que forma 
quando o metal perde elétrons 
somente do nível mais externo; 
 
Cátions + estável: Íon que se forma 
quando o metal perde elétrons e 
fica com configuração estável 
 
 
 
 
Série de Tensões Eletrolíticas 
 
 
Cs Rb K Na Li Ba Sr Ca Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi Cu Hg Ag Au 
alta reatividade baixa reatividadei. ELETROPOSITIVIDADE X ELETRONEGATIVIDADE 
 Formação de ânions: 
 
Não Metais. C. E. de Gás Nobre. 
 
 
H2 (g) + F2 (g) → 2 HF(g) ΔH
o = - 537 Kj 
 
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl(g) ΔH
o = - 185 Kj 
 
 
 
ii. Efeito do Par Inerte. 
 
 Entende-se e. p. i. como a 
tendência em formar íons duas 
unidades mais baixas em carga 
que o esperado pelo no do grupo ; 
 
 Ocorre com os elementos mais 
pesados do bloco p ; 
 
 Se deve à diferença de forma e 
energia entre orbitais s e p . 
2.5. TABELA ATUAL: UMA CLASSIFICAÇÃO 
DIDÁTICA. 
 
i. A Posição do Hidrogênio na Tabela: 
 
 
 
 Comparação: propriedades do Hidrogênio 
entre metais alcalinos e halogênios: 
ELEMENTOS MET. ALCALINOS HALOGÊNIOS HIDROGÊNIO 
Configuração (E. F.) ns
1
 ns
2
 np
5
 1s
1
 
P. de Ionização (Kj.Mol-1) 519 a 376 1680 a 1037 1310 
E. de Afinidade (Kj/Mol-1) 60 a 46 328 a 270 73 
Eletronegatividade 1,0 a 0,7 4,0 a 2,2 2,1 
Variação de Carga* 1+ 1- a 7+ 1- e 1+ 
Raio Atômico (Å) 1,52 a 2,70 0,7 a 1,45 0,78 
Volume Atômico (cm
3
) 13 a 7,1 18,1 a 25,7 13,3 
P. de Fusão - 
o
C 27 a 180 -220 a 114 -259 
 
ii. Elementos de Transição: RA e a Contração Lantanídica. 
 
 Comparação da Variação de RA entre Elementos Representativos e de Transição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Contração Lantanídica : Baixa variação ou diminuição de RA com o aumento 
de Z, que ocorre com os Lantanídeos em consequência da pequena habilidade 
de blindagem dos elétrons f que é compensada com o aumento da CNE e 
resulta em diminuição de raio de 0,013Å. 
 
 
Grupo 1 D. Eletrônica R.A (Å) Grupo 5 D. Eletrônica R.A (Å) 
3Li [He] 2s
1 
(2º P) 1,23 23V [Ar]3d
3
4s
2 
(4º P) 1,25 
11Na [Ne] 3s
1 
(3º P) 1,54 41Nb [Kr] 4d
3
5s
2 
(5º P) 1,34 
19K [Ar] 4s
1 
(4º P) 2,03 73Ta [Xe] 4f
14
5d
3
6s
2 
(6º P) 1,34 
37Rb [Kr] 5s
1 
(5º P) 2,16 - - - 
 
Comparação da Variação de RA entre Elementos Representativos, 
de Transição e a série dos Lantanídeos, pertencentes ao 6º Período. 
 
6º Período D. Eletrônica R.A (Å) 6º Período D. Eletrônica R.A (Å) 
55Cs [Xe] 6s
1
 2,35 72Hf [Xe] 4f
14
5d
2
6s
2
 1,44 
56Ba [Xe] 6s
2
 1,98 73Ta [Xe] 4f
14
5d
3
6s
2
 1,34 
58Ce [Xe] 4f
1
5d
1
6s
2
 1,69 74W [Xe] 4f
14
5d
4
6s
2
 1,30 
59Pr [Xe] 4f
3
6s
2
 1,65 75Re [Xe] 4f
14
5d
5
6s
2
 1,28 
60Nd [Xe] 4f
4
6s
2
 1,65 81Tl [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
1
 1,55 
61Pm [Xe] 4f
5
6s
2
 1,64 82Pb [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
2
 1,54 
 
2.6. BIBLIOGRAFIA. 
 
1. Da Costa, A. P.; Albuquerque, P. C. W; “Química Geral: Um Curso 
Universitário de Nivelamento”; Livros Técnicos e Científicos Ed. S.A.; Rio de 
Janeiro, 1976. 
 
2. Gonçalves, J. C. S.; “Tabela Atômica: um estudo completo da tabela 
periódica”; Editora Atômica; 2ª edição; Curitiba; 2003. 
 
3. Atkins, P.; Jones, L.; “Princípios de Química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente”; Bookman Ed.; Porto Alegre, 2001. 
 
4. Brown, T. L.; LeMay, H. E. Jr.; Bursten, B. E; “Química: Ciência Central”; JC 
Ed.; 7
a
 edição, 1999. 
 
5. Russel, J. B; “Química Geral”; Editora Mc Graw-Hill LTDA; 2ª Edição; 1994. 
 
6. Lee, J. D; “Química Inorgânica: um novo texto conciso”; Ed. Edgard Blücher 
LTDA; 3ª edição; 1980. 
 
7. Sherman, A.; Sherman, S. J.; “Chemistry and our Changing World”; Prentice-
Hall ed.; 2ª edition; New Jersey; 1989. 
 
8. Jones, Chris. J; “A Química dos Elementos dos Blocos d e f”; Bookman Ed.; 
Porto Alegre; 2002. 
 
9. Bready, J. E.; Russell, J. W.; Holum, J. R.; “Química: A Matéria e Suas 
Transformações”; LTC Editora; 3ª edição; 2002. 
 
10. Brown, L. S.; Holme, T. A.; Química Geral Aplicada à Engenharia.; Cengage 
Learning Ed.; 2006.