Apostila 2 - Tabela e Propriedades Periódicas

Prévia do material em texto

TABELA PERIÓDICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
Neste Tópico, veremos uma parte da Química fundamental para tirarmos 
informações importantes que serão aplicadas em conteúdos mais à frente. A 
Tabela Periódica é a ferramenta principal para qualquer estudo de Química. A 
ideia é que você enxergue esta tabela “mágica” com outros olhos, sem buscar 
decorá-la, mas entendendo-a e extraindo as informações quando necessário, 
ok? 
Faz parte dessa lição, você relembrar e aprender sobre: 
- Uma breve evolução da tabela periódica 
- A classificação periódica dos elementos - A tabela periódica 
- A relação entre a configuração eletrônica e a tabela periódica 
- As principais propriedades periódicas dos elementos 
 
Então, prepare-se para esta “viagem” e bons estudos!!! 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
Tudo na vida, quando organizado, é mais fácil para achar (por exemplo, a sua 
gaveta ou seu guarda-roupa... ou não? rs), é mais fácil entender e mais fácil para 
prever algum comportamento. Para a Química esta necessidade de organização 
também ocorre. E para a organização dos elementos químicos, a grande 
ferramenta de organização para estudos se chama Tabela Periódica (também 
chamada, em menor escala, de “Classificação Periódica dos Elementos”). 
 
Neste tópico, vamos mergulhar na tabela periódica, enxergá-la com outros olhos. 
Por que não, ficarmos íntimos desta tabela e conseguir extrair suas informações 
simples e importantes e ainda vamos conhecer as propriedades periódicas dos 
elementos químicos, ok? 
 
Acomode-se na cadeira, ou onde você preferir, e vamos lá!!! 
 
2 A TABELA PERIÓDICA 
 
 
Tabela Periódica ilustrada - A classificação periódica dos elementos e seus usos. 
 
À medida que os cientistas foram desenvolvendo os seus trabalhos e 
descobrindo novos elementos químicos, foram percebendo a necessidade de 
organizar esses elementos de acordo com as suas características ou 
propriedades químicas. Ao longo de 200 anos, vários foram os cientistas que 
procuraram propor formas de organizar os elementos químicos. Na verdade, a 
Tabela Periódica que conhecemos hoje, teve várias contribuições, pois ao longo 
da história muitas tentativas foram realizadas. 
A partir do início do século XIX, os cientistas começaram a realmente buscar 
organizar os elementos químicos em grupos, de acordo com suas propriedades. 
O químico alemão Dobereiner, em 1817, organizou a primeira tabela periódica 
da história. Ela apresentava os trinta elementos químicos conhecidos na época 
e foi batizada por ele de “tríades de Dobereiner”. Este nome foi dado porque os 
elementos foram organizados em grupos de três. Cada grupo apresentava 
elementos que possuíam características químicas semelhantes. 
Em 1862, o cientista francês Chancourtois propôs uma organização dos 
elementos químicos denominada de “parafuso telúrico” (ou hélice). Este cientista 
foi o primeiro a notar a periodicidade dos elementos. Com um arranjo em espiral 
ordenado por massa atômica relativa em um cilindro, ele demonstrou que os 
elementos tinham propriedades similares que pareciam ocorrer em intervalos 
regulares. 
Já em 1863, o cientista inglês Newlands observou que quando os elementos 
eram listados em ordem crescente de massa atômica, as propriedades físicas e 
químicas ocorriam em intervalos de oito, o que ele ligou a periodicidade das 
oitavas na escala musical, vindo daí o nome de “lei das oitavas”. 
Em 1864, o químico alemão Lothar Meyer publicou uma tabela com 44 
elementos arranjados pelo conceito da valência (já ouviu falar? Tá lá no Tópico 
1, ok?). Esta tabela demonstrou que os elementos com propriedades similares, 
às vezes, compartilhavam a mesma valência. No mesmo ano, o químico inglês 
William Odling publicou um arranjo com 57 elementos ordenados, com base em 
suas massas atômicas relativas. Apesar de algumas irregularidades e espaços, 
ele notou que parecia haver uma periodicidade de massas atômicas entre os 
elementos. 
Finalmente, em 1869, surgiu uma tabela que atendia as necessidades dos 
químicos e que se tornou a base da tabela periódica atual. O químico russo 
Dmitri Mendeleev tinha o hábito de anotar as propriedades dos elementos 
químicos em fichas. Ele, buscando padrões de comportamento, colocou essas 
fichas em ordem crescente de massa atômica e as organizou em linhas e 
colunas, respeitando as características e semelhanças dos elementos, 
começando uma nova coluna ou linha quando as características dos elementos 
começavam a se repetir. 
 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Val%C3%AAncia_(qu%C3%ADmica)
Tabela periódica de Mendeleev em ordem crescente de massa atômica. 
 
A partir deste modelo, a tabela periódica foi sendo consolidada e, por isto, 
Mendeleev é considerado o “pai da Tabela Periódica”. 
Em 1913, o químico inglês Henry Moseley, a partir da tabela proposta por 
Mendeleev, montou a tabela periódica nos padrões que conhecemos hoje. 
Diferentemente de Mendeleev, Moseley organizou os elementos em ordem 
crescente de número atômico, mantendo a organização em linhas e colunas, 
porém posicionou os elementos de mesmas características químicas nas 
mesmas colunas. 
Resumindo: a Tabela Periódica agrupa, de maneira organizada, todos os 
elementos químicos conhecidos e suas propriedades. Eles estão organizados 
em ordem crescente de seus números atômicos (lembrando, Z = número de 
prótons). 
No total, a Tabela Periódica atual possui 118 elementos químicos (92 naturais 
e 26 artificiais). Cada quadrado especifica o símbolo do elemento químico e, pelo 
menos, seu número atômico, podendo vir, ainda, a massa atômica, o nome e até 
a configuração eletrônica, como, por exemplo, a figura a seguir. 
 
Exemplo da tabela periódica atual. 
 
Perceba que você não tem que decorar a história da tabela periódica e nem 
todos os elementos de todas as famílias. A tabela periódica é uma fonte de 
informação por consulta. O que você precisa saber é extrair as informações dela, 
ok? 
Então, preste atenção! 
Na tabela periódica atual, tem-se: 
- 118 elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico 
(Z). 
- 7 linhas (horizontal), que correspondem aos “Períodos”. Vale ressaltar que o 
Período no qual um elemento é encontrado nos informa o número total de 
camadas deste elemento. Por exemplo: se um elemento se encontra no 4º 
período (4ª linha) da Tabela Periódica, podemos afirmar que ele tem, em sua 
configuração eletrônica, 4 camadas (ou níveis de energia). Resumindo: o 
período corresponde ao número de camadas do átomo (informação muito 
importante para termos uma ideia do tamanho do átomo, ou seja, seu Raio 
Atômico...). 
- 18 colunas (vertical), que correspondem às “Famílias” ou “Grupos. Vale 
ressaltar que se um elemento está agrupado em determinada Família, pode-se 
afirmar que ele tem comportamento semelhante a todos os elementos da mesma 
Família, pois apresentará o mesmo número de elétrons de valência (já “ouviu 
falar” disto? Tá lá no Tópico 1, ok?). Daí o nome “Família”. Veja a figura a seguir. 
 
Períodos
n
1 X 18
 1 VIIIA
H 13 14 15 16 17 2
IA IIIA IVA VA VIA VIIA He
 3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
 11 12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB Al Si P S Cl Ar
 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
 55 56 57 - 71* 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
 87 88 89 -103** 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Fr Ra Ac-Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
* 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
7
Grupos
Famílias
Nº Atômico
Símbolo Químico do Elemento
1
Períodos
(n = 6)
(n = 7)
Grupos
1 2 
IIA
2
3
4
5
7
2
6
3
4
5
6
 
Tabela periódica atual, com informações importantes. 
 
A Tabela Periódica é, sem dúvida, a ferramenta mais importante que existe para 
quem estuda Química. Basta saber enxergar as informações que estão nela, 
devidamente organizadas. Algumas muito óbvias, escritas, outras nem tanto. 
Fique sempre de olho nas cores e legendas das tabelas que for usar. 
Por exemplo, existe uma classificação muito importante demonstrada na Tabela 
Periódica, que divide os elementos químicos em dois grandes grupos: os 
METAIS (são 95 elementos metálicos) e os AMETAIS (ou NÃO METAIS) (são 
23 elementos ametálicos). 
Observe que não precisa “decorar”, pois a informação está dada! 
E, com esta informação você já tem várias outras informações sobre as 
propriedades. Por exemplo, só de saber que o elemento é um metal, você já 
sabe que se trata de um sólido (o único metal que não é sólido é o mercúrio, que 
é líquido). E outra propriedade que você já saberia é a de que o elemento 
observado, por ser metal, tende a doar elétrons e, por conseguinte, formar cátion. 
 
1 18
 1
VIIIA
H 13 14 15 16 17 2
IA X Y IIIA IVA VA VIA VIIA He
 3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
 11 12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB Al Si P S Cl Ar
 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
 55 56 57 - 71* 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
 87 88 89 -103** 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Fr Ra Ac-Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
* 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Ametais
2
3
4
1 2 
IIA
(n = 6)
(n = 7)
Metais
5
6
7
 
Divisão moderna da Tabela periódica, separando Metais e Ametais. 
 
Ah, veja que, apesar de o Hidrogênio (H) estar à esquerda na Tabela Periódica, 
ele não é um metal, ok? 
 
Aprendendo mais uma! 
- - - - - - - -- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
 
Comparação entre as características e propriedades gerais dos 
Metais e dos Ametais: 
 
METAIS NÃO METAIS 
Geralmente, são sólidos à 
temperatura ambiente 
Podem ser sólidos, líquidos ou 
gasosos 
Apresentam brilho característico 
Não apresentam brilho 
característico 
São bons condutores de calor e 
eletricidade 
São maus condutores de calor e 
eletricidade 
São maleáveisa e dúcteisb Não são maleáveis e nem dúcteis 
Tendem a doar elétrons Tendem a receber elétrons 
Geralmente, formam cátions Geralmente, formam ânions 
Fazem ligações iônicas ou 
metálicas 
Fazem ligações iônicas ou 
covalentes 
a - Maleabilidade: capacidade de ser transformado em lâminas. 
b - Ductibilidade: capacidade de ser estirado em fios. 
 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
Outra forma de “enxergar” a Tabela Periódica é observar os dois tipos de Família, 
chamadas de Família A (em desuso, mas fácil de usar), que são os “Elementos 
Representativos”, e Família B (também em desuso), chamados de “Elementos 
de Transição”. Observe. 
 
1 18
 1 VIIIA
H 13 14 15 16 17 2
IA IIIA IVA VA VIA VIIA He
 3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
 11 12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB Al Si P S Cl Ar
 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
 55 56 57 - 71* 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
 87 88 89 -103** 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Fr Ra Ac-Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
* 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
1 2 
IIA
2
Elementos RepresentativosElementos Representativos
(n = 6)
(n = 7)
Elementos (Metais) de Trasição Interna
Elementos (Metais) de Trasição Externa
3
4
5
6
7
 
Divisão da Tabela periódica atual, com os elementos representativos e elementos de transição. 
 
Enxergou? 
Visualizar isto é importante, pois, mais uma vez teremos informações 
importantes. Os elementos que constituem as Famílias A (elementos 
representativos) possuem seus elétrons mais energéticos situados em subníveis 
s ou p. Eles compõem os chamados blocos “s” e “p” (isto não vem escrito na 
Tabela, ok?). No chamado bloco “s”, todos os elementos são metais, exceto o 
Hidrogênio (H). Já no bloco “p”, estão localizados todos os ametais (exceto o 
Hidrogênio) e ainda alguns metais. Além disto, nas Famílias A o número da 
família indica a quantidade de elétrons na camada de valência. Ou seja, se 
um elemento pertence à Família IA, significa que este elemento tem 1é de 
valência (logo, ele é do bloco “s”, pois termina em s1). Se outro elemento 
pertence à Família VIA, significa que este elemento tem 6 é de valência (então, 
ele é do bloco “p”, pois terminará em s2 p4). 
Já os elementos das Famílias B (elementos de transição) têm, como principal 
informação, o fato de todos serem metais (sem exceção) e possuírem seus 
elétrons mais energéticos situados nos subníveis d (os elementos de transição 
externa) ou f (os elementos de transição interna). Eles compõem os chamados 
blocos “d” e “f” (óbvio, né?). Veja a ilustração abaixo. 
 
1 18
VIIIA
2 13 14 15 16 17
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB
a b
*
**
*
**
p
4
p
5
p
6
d
6
d
7
d
8
d
9
d
10
(n = 6)
(n = 7)
s
1
s
2
d
1
d
2
3
4
5
6
p
1
d
3
d
4
p
2
p
3
(a - Para esta coluna, a configuração real é s
1
 d
5
)
(b - Para esta coluna, a configuração real é s
1
 d
10
)
7
1
d
5
2
s pd
f
 
Divisão da Tabela periódica atual em blocos. Cada um dos blocos refere-se ao orbital atômico 
onde se encontra o(s) último(s) elétron(s) de cada elemento. 
 
Deu para perceber que há uma relação direta entre a posição do elemento 
químico na Tabela Periódica e a sua configuração eletrônica, não é? É claro que 
isto não é apenas uma coincidência! A Tabela Periódica foi organizada assim. 
É por isto que o Hidrogênio (H) fica à esquerda na Tabela Periódica. Ele não é 
um metal e não pertence à Família IA, mas pertence ao bloco “s” e termina em 
s1 (só tem 1é!), ok? 
 
Para finalizar esta “viagem” por dentro da Tabela Periódica, tem mais uma 
informação bem legal. Algumas Famílias, ao longo do tempo, receberam nomes 
especiais e esta nomenclatura, muitas vezes, é importante. Vamos ver estes 
nomes: 
 
 
 
Tabela: nomes das Famílias dos elementos representativos (“Famílias A”) 
FAMÍLIA NOME 
CONFIGURAÇÃO DA 
ÚLTIMA CAMADA 
ELEMENTOS DA 
FAMÍLIA 
IA METAIS ALCALINOS ns1 (1é de valência) 
Li, Na, K, Rb, Cs, 
Fr 
IIA 
METAIS ALCALINO- 
TERROSOS 
ns2 (2é de valência) 
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 
Ra 
IIIA FAMÍLIA DO BORO ns2 np1 (3é de valência) 
B, Al, Ga, In, Tl, 
Uut 
IVA FAMÍLIA DO CARBONO ns2 np2 (4é de valência) 
C, Si, Ge, Sn, Pb, 
Uuq 
VA FAMÍLIA DO NITROGÊNIO ns2 np3 (5é de valência) 
N, P,As, Sb, Bi, 
Uup 
VIA CALCOGÊNIOS ns2 np4 (6é de valência) 
O, S, Se, Te, Po, 
Uuh 
VIIA HALOGÊNIOS ns2 np5 (7é de valência) F, Cl, Br, I, At, Uus 
VIIIA 
(ou “Zero”) 
GASES NOBRES ns2 np6 (8é de valência) 
He, Ne, Ar, Kr, Xe, 
Rn, Uuo 
 
Já as famílias dos elementos de transição (“Famílias B”) não recebem nomes 
especiais. Ok? 
 
Você agora conseguiu ver a Tabela Periódica com outros olhos? Espero que 
sim! Nada de querer decorá-la. O importante é entendê-la e saber utilizá-la, ok? 
Show! 
Vamos, então, a outro tema muito importante, ainda usando a Tabela Periódica, 
que são as propriedades periódicas. 
 
2.1 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
Muitas propriedades das substâncias e dos materiais que usamos em nosso dia 
a dia são observáveis e fica mais fácil a interpretação. Mas estas propriedades 
ditas macroscópicas (ou seja, que podemos enxergar) precisam, na maioria das 
vezes, serem discutidas a partir de propriedades microscópicas, em nível 
atômico. Dentre estas propriedades microscópicas, as mais importantes são as 
chamadas “Propriedades Periódicas”. 
Vamos usar um pouco mais a Tabela Periódica, tá? 
Chamamos de Propriedades Periódicas aquelas que tendem a crescer ou a 
decrescer com o aumento dos números atômicos dos elementos químicos ao 
longo dos períodos da Tabela Periódica. 
(obs.: existem também as propriedades chamadas de “aperiódicas”, que não 
serão nosso objeto de estudo neste momento, ok?). 
Para terminarmos este tópico, nós vamos discutir aqui as quatro principais 
propriedades periódicas, que responderão a “perguntas futuras”. São elas: 
A - RAIO ATÔMICO 
B - ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO 
C - AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE) 
D - ELETRONEGATIVIDADE 
Então vamos lá! 
 
 
A - RAIO ATÔMICO (RA) 
O raio atômico consiste na distância do núcleo de um átomo à sua camada mais 
externa na eletrosfera. Porém, como a teoria do orbital atômico afirma que os 
átomos não possuem órbitas definidas, o raio atômico é medido e definido como 
a metade da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos iguais em 
uma ligação química, em estado sólido. Observe a ilustração a seguir. 
 
 
 
Determinação do raio atômico do Cloro (Cl). 
 
O tamanho dos átomos tem grande influência nas propriedades dos mesmos. 
Deste modo, o conhecimento da variação dos raios atômicos na Tabela 
Periódica é algo imprescindível. 
De maneira geral, para pensarmos nas propriedades periódicas é interessante 
raciocinar observando duas situações distintas: primeiro observa-se em relação 
ao número de camadas (basta olhar o período no qual o elemento está, não é?). 
Em termos de configuração eletrônica, basta verificar o maior “n” do elemento 
em questão. Mas, caso existam elementos com número de camadas 
semelhantes, deve-se olhar a capacidade do núcleo do átomo em atrair os 
elétrons da sua própria eletrosfera, principalmente os elétrons da última camada. 
Ou seja, verificar quantos prótons (Z) tem o átomo. 
Voltando para o raio atômico, com base nestes conceitos prévios, podemos 
afirmar que: 
- Quanto MAIOR o número de camadas do elemento, MAIOR será a distância 
entre o núcleo do átomo e a sua última camada. Logo, MAIOR será seu raio 
atômico. Veja a comparação entre o Lítio (Z = 3; 2º período) e o Sódio (Z = 11; 
3º período), ambos da Família IA. 
 
 
 
Cl2 
Raio = 99 pm 
198 pm 
Família IA 
 
 
 
Lítio 
Z = 3 (1s2 2s1) 
2º Período 
2 Camadas 
 
< 
 
Sódio 
Z = 11 (1s2 2s2 2p6 3s1) 
3º Período 
3 Camadas 
Comparação do raio atômico entre dois elementos da Família IA, Lítio e Sódio. Quanto 
maior o número de camadas, maior o raio atômico. 
 
Fácil, não é? 
Mas, e se os elementos estiverem em um mesmo período, ou seja, tiverem o 
mesmo número de camadas, quem terá o maior raio atômico? 
Cuidado! Aqui há uma situação diferente. Quanto MAIOR o número atômico (Z), 
MENOR será o raio atômico. Observe a comparação entre o Sódio (Fam. IA; Z 
= 11) e o Cloro (Fam. VIIA; Z = 17); ambos do 3º período. 
 
 
3º Período 
 
 
Sódio 
Família IA 
Z = 11 
 
 
> 
 
 
Cloro 
Família VII7A 
Z = 17 
Comparação do raio atômico entre dois elementos do 3º período, Sódio e Cloro. Quanto 
maior o número atômico, menor o raio atômico. 
 
O átomo de Sódio (Z = 11) é maior que o átomo de Cloro (Z = 17). Por que isto 
acontece? Neste caso, como o Cloro tem mais prótons que o Sódio (+17 > +11), 
o núcleo do átomo de Cloro tem mais carga positiva para atrair os elétrons 
(negativos), incluindo a última camada e seus elétrons. Esta maior atração “puxa” 
os elétrons para mais perto do núcleo, diminuindo a distância núcleo-última 
camada, consequentemente, o raio atômico diminui. 
 
Vale ressaltar a importância desta 1ª propriedade periódica, o raio atômico. O 
tamanho dos átomos é uma característica determinante para as outras três 
propriedades periódicas, pois a distância entre o núcleo (e sua carga positiva) e 
a última camada (e seus elétrons) é fundamental no comportamento destas 
propriedades. Além disto, a reatividade dos elementos químicos também é 
definida pelo tamanho dos átomos. Metais com raios atômicos maiores são mais 
reativos. Já para os ametais, os mais reativos são os que apresentam menor raio 
atômico. 
 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
O vídeo a seguir mostra, de maneira bem-humorada, a variação na 
reatividade dos Metais da Família IA. 
Veja o vídeo em: https://www.youtube.com/watch?v=TyIvLH4981c 
 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
 
Se formos resumir o comportamento, poderíamos dizer que o raio atômico 
cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda, conforme a figura a 
seguir. 
 
He
Fr
Raio Atômico
 
Resumo da variação do raio atômico na Tabela Periódica. No detalhe, os elementos com 
maior (Frâncio - Fr) e menor raio atômico (Hélio - He) da Tabela Periódica. 
 
https://www.youtube.com/watch?v=TyIvLH4981c
Vale ressaltar que o importante não é “decorar” esta figura com o comportamento 
do raio atômico e sim entender os conceitos e como e por que há a variação do 
raio atômico. 
 
Aprendendo mais uma! 
- - - - - - - -- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
Análogo ao raio atômico, existe o conceito de RAIO IÔNICO, que é 
definido como o tamanho do íon, medido pela distância entre os íons 
em um composto iônico. 
O tamanho do íon também dependerá, primeiramente, do número de 
camadas do íon. Quanto maior o número de camadas, maior o íon. 
No caso de íons com mesmo número de camadas, o íon que tiver maior carga 
nuclear será menor, pois haverá maior atração entre seu núcleo e a última 
camada, diminuindo a distância núcleo-última camada, gerando uma espécie 
com menor raio. 
Considerando cátions e ânions, uma espécie, ao doar elétrons e gerar um cátion, 
fica menor que o átomo de origem. Já, se uma espécie receber elétrons e se 
transformar em um ânion, esta adição de elétrons torna este íon maior do que o 
átomo de origem. 
RAIO ATÔMICO (X) > RAIO IÔNICO (Xn+) (Raio catiônico) 
RAIO ATÔMICO (Y) < RAIO IÔNICO (Yn-) (Raio aniônico) 
- - - - - - - -- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
B - ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO (EI) 
A energia de ionização, também conhecida como potencial de ionização, é 
definida como a energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo 
isolado, no estado gasoso. É uma propriedade também definida 
experimentalmente, pois esta energia é medida, conforme o esquema abaixo: 
X(g) X
+
EI
 
 
A energia de ionização é uma propriedade periódica, pois quanto maior o 
tamanho do átomo (raio atômico), menor será a energia de ionização, porque os 
elétrons estarão mais afastadosdo núcleo e a força de atração do núcleo sobre 
eles será menor, gastando-se menos energia para remover estes elétrons de 
valência. 
No caso de átomos com o mesmo número de camadas (pertencentes a um 
mesmo período), terá maior energia de ionização o elemento que tiver maior 
número atômico, ou seja, o átomo que tiver mais prótons. Por que isto acontece? 
Neste caso, o núcleo de um átomo com mais prótons (ou seja, com mais carga 
positiva) atrai mais os elétrons. Deste modo, fica mais difícil remover o elétron 
da última camada. Consequentemente, se gasta mais energia para se retirar o 
elétron. Ou seja, maior energia de ionização. 
Três observações devem ser feitas com relação à energia de ionização: 
- Experimentalmente, podemos retirar mais de um elétron de um átomo. Para 
retirar o 1º elétron, a energia é chamada de “1ª energia de ionização”, que é a 
energia estudada neste tópico. Para retirar o 2º elétron da mesma espécie, tem-
se a “2ª energia de ionização”. E assim sucessivamente. 
- De maneira geral, raio atômico e energia de ionização são inversamente 
proporcionais, ou seja, quanto maior o raio atômico, menor a energia de 
ionização. Com um detalhe: não se deve pensar na ordem inversa (que a energia 
de ionização “afeta” o raio atômico), pois, conceitualmente, não tem sentido. A 
energia de ionização é consequência do tamanho do átomo e não o inverso. 
- Os metais apresentam baixa energia de ionização (tendem a doar elétrons, 
ficando mais fácil retirar elétrons destas espécies). Por conseguinte, os ametais 
apresentam maior energia de ionização que os metais. 
Resumidamente, de maneira bem simplória, podemos dizer que a energia de 
ionização cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita, conforme a 
figura a seguir. 
 
 
Resumo da variação da energia de ionização na Tabela Periódica. 
 
 
VEJA ESTE VÍDEO! 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
Assista ao vídeo abaixo (pequenininho, menos de 2 minutos), que faz um 
breve resumo sobre esta propriedade – energia de ionização. Está em 
português de Portugal, mas você será capaz de entendê-lo, ok? rs. 
Veja o vídeo em: https://www.youtube.com/watch?v=0G0aZXYdpcc 
 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
 
 
C - AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE) (EAF) 
A afinidade eletrônica, também chamada de eletroafinidade, é definida como a 
energia liberada por um átomo isolado, no estado gasoso, ao receber um elétron. 
É uma propriedade também definida experimentalmente, pois esta energia é 
medida, conforme o esquema abaixo: 
X(g) + é X
-
EAF 
 
https://www.youtube.com/watch?v=0G0aZXYdpcc
A afinidade eletrônica é uma propriedade periódica, pois quanto maior o tamanho 
do átomo (raio atômico), menor será a afinidade eletrônica, porque a distância 
entre o núcleo e a última camada será maior, diminuindo a força de atração do 
núcleo sobre o elétron a ser recebido, tornando o processo de receber um elétron 
menos favorável, liberando menor quantidade de energia. 
No caso de átomos com o mesmo número de camadas (pertencentes a um 
mesmo período), terá maior afinidade eletrônica o elemento que tiver maior 
número atômico, ou seja, o átomo que tiver mais prótons. Por que isto acontece? 
Neste caso, o núcleo de um átomo com mais prótons (ou seja, com mais carga 
positiva) terá maior capacidade de atrair elétrons. Deste modo, para receber um 
elétron é mais favorável, pois a atração é maior. Consequentemente, haverá 
maior liberação de energia ao receber este elétron. Ou seja, maior afinidade 
eletrônica. 
Três observações devem ser feitas com relação à afinidade eletrônica: 
- De maneira geral, raio atômico e afinidade eletrônica são inversamente 
proporcionais, ou seja, quanto maior o raio atômico, menor a afinidade eletrônica. 
Com um detalhe: não se deve pensar na ordem inversa (que a afinidade 
eletrônica “afeta” o raio atômico), pois, conceitualmente, não tem sentido. A 
afinidade eletrônica também é consequência do tamanho do átomo e não o 
inverso. 
- Os ametais apresentam alta afinidade eletrônica (tendem a receber elétrons, 
sendo mais favorável o processo, liberando mais energia). Por conseguinte, os 
metais apresentam menores valores de afinidade eletrônica que os ametais. 
- Comparando as definições, podemos perceber que a afinidade eletrônica 
(energia liberada ao receber um elétron...) é o contrário da energia de ionização 
(energia gasta para se retirar um elétron...). Mas a variação destas duas 
propriedades periódicas é similar na Tabela Periódica. 
Resumidamente, de maneira bem simplória, podemos dizer que a afinidade 
eletrônica cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita, conforme a 
figura a seguir. 
 
F
Cl
Afinidade Eletrônica
 
Resumo da variação da afinidade eletrônica na Tabela Periódica. No detalhe, os elementos 
com maior afinidade eletrônica (Flúor - F e Cloro - Cl) da Tabela Periódica. 
 
Ressalta-se que os gases nobres (Família VIIIA, grupo 18) não apresentam 
afinidade eletrônica (têm os chamados valores positivos de EAF), pois como 
possuem seus orbitais totalmente preenchidos, para receber um novo elétron, 
este teria que ocupar um novo subnível, de mais alta energia, o que é altamente 
desfavorável. 
 
 
RELAÇÃO ENTRE ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI) E AFINIDADE ELETRÔNICA 
(EAF) COM AS LIGAÇÕES QUÍMICAS: 
As propriedades periódicas energia de ionização e afinidade eletrônica são muito 
importantes para o estudo das ligações químicas (nosso próximo tópico), pois a 1ª 
propriedade (EI) nos informa a tendência que um átomo tem de DOAR elétrons 
(quanto menor a EI, maior a tendência do átomo em doar elétrons). Já a 2ª propriedade 
(EAF) nos informa a tendência que um átomo tem de RECEBER elétrons (quanto maior 
a EAF, maior a tendência do átomo em receber elétrons). Estes comportamentos 
definem a natureza das ligações químicas. 
 
 
 
D - ELETRONEGATIVIDADE (EN) 
A eletronegatividade é definida como a capacidade que um átomo tem de, em 
uma ligação química, atrair para si os elétrons desta ligação. Ou seja, trata-se 
de uma propriedade relativa (por comparação) e, diferente das propriedades 
anteriores, a eletronegatividade não foi medida experimentalmente. 
Na verdade, esta propriedade é baseada nas outras propriedades periódicas. 
Podemos fazer a seguinte relação: elementos com raios menores e energias de 
ionização e afinidades eletrônicas elevadas terão maior eletronegatividade. Por 
que podemos afirmar isto? Pense na informação dada por cada uma destas 
propriedades: 
-  RA: menor distância núcleo-última camada  maior capacidade do núcleo 
em atrair elétrons na última camada. 
-  EI: elemento não tende a doar elétrons  maior capacidade de atrair elétrons. 
-  EAF: elemento tende a receber elétrons  maior capacidade de atrair elétrons. 
Ora, como, por definição, eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem 
de, em uma ligação química, atrair para si os elétrons, fica óbvia esta relação, 
não é? 
A variação da eletronegatividade na Tabela Periódica é similar à EI e à EAF: 
quanto menor o número de camadas, maior a eletronegatividade. No caso de 
elementos com igual número de camadas (elementos de um mesmo período), 
quanto maior o número de prótons (maior Z), maior a capacidade de atração, 
maior a eletronegatividade. 
 
(*)
F
Eletronegatividade
Fr
 
Resumo da variação da eletronegatividade na Tabela Periódica. No detalhe, os elementos 
com maior (Flúor - F) e menor eletronegatividade (Frâncio - Fr) da Tabela Periódica. 
(*Obs. Para os Gases Nobres, coluna em vermelho, a eletronegatividade não foi definida). 
 
Como a eletronegatividade não foi medida, foi necessário definir valores desta 
propriedade para os elementos químicos. Mais de um cientista se incumbiu destamissão, mas a escala mais difundida para a eletronegatividade foi a escala de 
Linus Pauling (aquele mesmo do “Diagrama de Pauling”, lembra?). Em sua 
escala, Pauling definiu o Flúor (Ametal; Z = 9; Fam. VIIA; 2º período) como sendo 
o elemento mais eletronegativo com valor igual a 4,0, e definiu o Frâncio (Metal; 
Z = 87; Fam. IA; 7º período) como sendo o elemento menos eletronegativo com 
valor igual a 0,7. Os demais elementos têm valores intermediários entre 0,7 e 
4,0. 
 
 
Valores de eletronegatividade dos elementos representativos pela escala de Pauling. 
(Detalhe: Em azul são os metais e em preto são os ametais). 
 
A eletronegatividade é uma propriedade muito importante nos conceitos 
envolvendo ligações químicas, principalmente em se tratando dos ametais e de 
suas ligações covalentes, que veremos no próximo tópico. 
 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
PARA REFLETIR: Qual a relação entre eletronegatividade e a polaridade 
das moléculas? 
Veremos no próximo Tópico, um conceito muito importante que é a 
“polaridade das moléculas”. Se polaridade significa a existência de polos e esta 
existência de polos em uma molécula está associada à diferença na eletronegatividade 
entre os ametais envolvidos na ligação química, pensando na definição de 
eletronegatividade, como será que esta propriedade influencia a polaridade? 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
 
 
 
 
3 CONCLUSÃO 
Este tópico é sobre o conhecimento da ferramenta mais importante para a 
ciência chamada Química. Toda e qualquer matéria que conhecemos é formada, 
de algum modo, pelos elementos que aparecem listados na Tabela Periódica. 
Daí a importância de se tentar entender como os elementos foram organizados 
na Tabela Periódica, para extrairmos as informações mais importantes, que nos 
proporcionará fazer previsões e sistematizações acerca dos conhecimentos da 
Química e de suas substâncias maravilhosas. 
 
 
 
4 PRINCIPAIS REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: Questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN, B.E. Química: ciência central. 9ª 
ed., São Paulo: Pearson, 2005. 
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral - Fundamentos. São Paulo: 
Pearson Prentice hall, 2007. 
YouTube. (2016, Fevereiro, 06). Química Física. Reatividade dos metais 
alcalinos com a água. 3min16. Disponível em: 
<https://www.youtube.com/watch?v=TyIvLH4981c>. Acesso em: 03 Jun. 2018. 
YouTube. (2011, Abril, 30). Globo Ciência. Dimitri Mendeleev e a Tabela 
Periódica dos Elementos Químicos. 19min54. Disponível em: 
<https://www.youtube.com/watch?v=zcONtQeNfm0>. Acesso em: 07 Jun. 2018. 
YouTube. (2016, Outubro, 31). Triplex. Propriedades periódicas - energia de 
ionização. 1min53. Disponível em: < 
https://www.youtube.com/watch?v=0G0aZXYdpcc >. Acesso em: 16 Jul. 2018.