PROPRIEDADES DA TABELA PERIÓDICA

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PROFESSOR LUÍS HENRIQUE 
 
 
 
 PROFESSOR LUÍS HENRIQUE 
 
 
 
Na tabela periódica atual, os elementos químicos estão organizados em 
ordem crescente de número atômico e as suas posições são determinadas 
através das suas determinadas distribuições eletrônicas. Os elementos da tabela 
periódica podem ser classificados como: metais, não metais, semimetais e gases 
nobres. Vamos conhecer um pouco sobre cada uma dessas classificações: 
► METAIS – eles representam cerca de 70% dos elementos da tabela, 
tendo como principal característica a tendência de doar elétrons. Entre 
outras características, os mesmo são ótimos condutores de calor e 
eletricidade, dúcteis e maleáveis à temperatura ambiente. 
► NÃO METAIS – não são maleáveis nem ducteis e têm como 
caraterística a sua eletronegatividade (capacidade de receber elétrons), 
não conduzem eletricidade ou calor, pois são classificados como isolantes. 
► SEMIMETAIS – possui um pouco das caracteristicas tanto dos metais 
quanto dos ametais. Têm uma condutividade elétrica pequena que tende 
a aumantar conforme a temperatura se eleva, sendo todos sólidos a 
temperatura ambiente. 
 
 
 
 
 
► GASES NOBRES – são os elementos de maior estabilidade eletrônica da 
tabela periódica, em virtude da configuração eletrônica das camadas de 
valência, os quais completam a chamada “regra do octeto”, com o limite 
de 8 elétrons na sua última camada. 
CURIOSIDADE – esta classificação encontra-se atualmente em 
desuso, mas pode ser utilizada em alguns estudos. Essa 
classificação vem caindo, pois, os elementos que pertencem a 
mesma, nunca foram claramente definidos pela IUPAC ou SBQ. 
Algumas tabelas podem adotar o germânio, antimônio e polônio 
como metais e como não metais o boro, silício, arsênio e telúrio. 
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Conhecendo esses conceitos básicos, podemos agora ver cada 
uma das propriedades que a tabela periódica apresenta e que são 
de grande importância didática. 
 
1. PROPRIEDADES APERIÓDICAS 
 
São aquelas que de acordo como número atômico dos elementos 
não possuem um regularidade ao longo dos períodos e grupos da tabela 
periódica, são elas: 
 
1.1 MASSA ATÔMICA 
Quando tratamos de massa atômica, teremos que a mesma é 
determinada pela soma do número atômico (Z) com o número de nêutrons 
(N) e sendo assim, a massa cresce de acordo o número atômico também 
aumenta, pois são diretamente proporcionais. Segue a fórmula abaixo: 
 
A = Z + N 
 
1.2 CALOR ESPECÍFICO 
É uma grandeza física que representa a quantidade de calor que a 
substância precisa receber por unidade de massa para variar uma unidade 
de temperatura. Para isso utilizamos a seguinte fórmula: 
 
Q = m . c . ∆T 
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Lembre-se que alguns fatores podem alterar o valor do 
calor específico de uma substância: a força de ligação entre as 
moléculas e as impurezas da substância. Agora voltando ao 
contexto dessa apostila teremos que o calor específico será o 
inverso da massa atômica, como representado abaixo. 
 
2. PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Ao inverso do que é definido para as propriedades aperiódicas, as 
propriedades periódicas são aquelas que podem variar de acordo com o 
número atômico dos elementos, podendo variar para mais ou para menos 
os seus valores, sendo assim vamos estudar cada uma delas. 
 
2.1 RAIO ATÔMICO 
Uma definição clássica para o raio atômico é que ele representa o 
tamanho do átomo, em que ele é a distância entre o núcleo de dois átomos 
isótopos. 
O raio atômico cresce nas famílias no sentido em que cresce o 
número atômico e, nos períodos, no sentido em que decresce o número 
atômico e quanto maior o número de camadas de um átomo, maior o seu 
raio atômico. Segue a representação abaixo. 
CALOR ESPECÍFICO 
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IMPORTANTE CONHECER 
• Raio do Cátion – quando um átomo perde elétron, a repulsão da nuvem 
eletrônica diminui, diminuindo o seu tamanho, inclusive pode ocorrer perda do 
último nível de energia e, quanto menor a quantidade de níveis, menor o raio. 
 
RAIO DO ÁTOMO > RAIO DO CÁTION 
 
Exemplo: no sódio temos 11 prótons, 11 elétrons e 3 níveis de energia. 
 
 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na+ 1s2 2s2 2p6 
 1é 
• Raio do Ânion – quando o átomo ganha elétron, aumenta a repulsão da nuvem 
eletrônica, aumentando o seu tamanho. 
 
RAIO DO ÁTOMO < RAIO DO ÂNION 
 
Exemplo: no oxigênio temos 8 prótons, 8 elétrons, 2 níveis de energia. 
 
 8O 1s2 2s2 2p4 8O2- 1s2 2s2 2p6 
 +2é 
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2.2 ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo 
isolado no estado gasoso. 
X(g) + energia  X+(g) + é 
 
Nessa propriedade, a energia de ionização cresce com a diminuição 
do número de camadas, pois haverá assim uma menor distância e maio 
atração entre os prótons e elétrons e com o aumento do seu número 
atômico. 
 
Analisando de outra forma temos que nas famílias e nos períodos, a 
energia de ionização aumenta conforme diminui o raio raio atômico, pois, 
quanto menor o tamanho do átomo, maior a atração do núcleo pela 
eletrosfera e, portanto, mais dificil de se retirar o elétron. Sendo assim 
podemos representá-la da seguinte forma: 
 
 
Quando retiramos um elétron de um átomo eletricamente neutro, 
chamamos de 1ª energia de ionização, se gasta uma certa quantidade de 
energia. Se retirarmos um segundo elétron, teremos uma 2ª energia de 
ionização, onde se gasta uma quantidade maior de energia, pois, pensando 
pelo lado das camadas eletrônicas, quanto mais próximo os elétrons ficam 
perto do núcleo, maior sera a dificuldade para a retirada dos mesmos. 
Exemplo: 
Al(g) + E1 (6.0 eV)  Al+(g) + é 
Al+(g) + E2 (18.8 eV)  Al2+(g) + é 
Al2+(g) + E3 (28.4 eV)  Al3+(g) + é 
 
 
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2.3 AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE 
Trata-se da quantidade de energia liberada por um 
átomo ao receber ou perder um elétron. Essa energia ocorre da 
seguinte forma: 
 
Quanto mais prótons existirem do núcleo, maior será a força de 
atração que o núcleo exerce e para romper essa força, é preciso gastar ou 
absorver e se trada do inverso do raio atômico. 
 
2.4 ELETRONEGATIVIDADE 
A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair 
para si o par de elétrons compartilhado com o outro átomo. Essa, é uma 
grandeza relativa, pois ela é analisada por meio de uma comparação entre 
a capacidade que dois átomos ligados possuem de atrair os elétrons. A 
eletronegatividade cresce com a diminuição do raio de um átomo e a 
ordem de eletronegatividade é a seguinte: 
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H 
 
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2.5 ELETROPOSITIVIDADE 
É a tendência que o núcleo do átomo de um elemento 
químico tem de se distanciar dos elétrons na camada de valência 
quando se forma o composto. Temos aqui totalmente o oposto do que 
ocorre na eletronegatividade, pois o átomo agora tende à ceder elétrons 
para outro, no momento em que estão em uma ligação química.