Aula 1 1 - Tabela periódica

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Tabela periódica
Apresentação
A tabela periódica é uma forma encontrada pelos cientistas ao longo da história para organizar as 
espécies atômicas. Os átomos são distribuídos conforme suas similaridades e na ordem crescente 
de números atômicos, ao mesmo tempo, existe uma crescente de raio atômico que é inversamente 
proporcional a eletronegatividade, por exemplo. Ou seja, a constituição da tabela periódica permite 
realizar relações a cerca das propriedades periódicas dos elementos. 
Nesta Unidade de Aprendizagem, conheceremos a tabela periódica, suas características e 
organização. Bons estudos.
Bons estudos.
Ao final desta Unidade de Aprendizagem, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
Reconhecer a lei periódica atual.•
Identificar as classificações da tabela periódica.•
Identificar as propriedades periódicas dos elementos.•
Desafio
Para trabalharmos com a tabela periódica, precisamos saber identificar algumas informações muito 
importantes, como o nome do elemento químico, seu número atômico, em qual grupo e período se 
encontra e a classificação em metais alcalinos, alcalinoterrosos, metais de transição, metaloides, não 
metais e gases nobres.
Então, com o auxílio da tabela periódica, preencha a tabela anexa indicando, para cada elemento 
(representado por seu símbolo), seu nome, grupo periódico, classificação, número de elétrons na 
camada de valência e caráter eletropositivo ou eletronegativo. Observação: nos metais de 
transição, não é preciso informar a quantidade de elétrons na camada de valência nem o caráter 
eletronegativo ou eletropositivo.
Infográfico
A figura representa a tabela periódica, uma ferramenta muito importante para o entendimento da 
química.
Conteúdo do livro
A tabela periódica organiza os elementos químicos de acordo com as suas propriedades.
Acompanhe a partir do tópico 8.2 Classificação Periódica dos Elementos, um trecho da seguinte 
obra: CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4.ed. Porto Alegre: AMGH, 2010. O livro 
servirá de base teórica para esta Unidade de Aprendizagem. 
Boa leitura. 
C O N C E I T O S E S S E N C I A I S
Raymond
CHANG
Quarta Edição
C456q Chang, Raymond.
 Química geral [recurso eletrônico] : conceitos essenciais /
 Raymond Chang ; tradução: Maria José Ferreira Rebelo. – 4.
 ed. – Dados eletrônicos. – Porto Alegre : AMGH, 2010.
 Editado também como livro impresso em 2010.
 ISBN 978-85-63308-17-7
 1. Química. I. Título. 
CDU 54
Catalogação na publicação: Renata de Souza Borges CRB-10/1922
Imagem da Capa
A reação entre nitrato de potássio e sacarose, um processo altamente exotérmico.Quimica Geral
C O N C E I T O S E S S E N C I A I S
Capítulo 8 Tabela Periódica 241
9 
8B
1
1A
2 
2A
3 
3B
4 
4B
5 
5B
8 106 
6B
7 
7B
11 
1B
12
2B
13 
3A
14 
4A
15 
5A
16 
6A
17 
7A
18 
8A
3
Li
2s1
11
Na
3s1
19
K
4s1
37
Rb
5s1
55
Cs
6s1
87
Fr
7s1
4
Be
2s2
12
Mg
3s2
20
Ca
4s2
38
Sr
5s2
56
Ba
6s2
88
Ra
7s2
21
Sc
4s23d1
39
Y
5s24d1
57
La
6s25d1
89
Ac
7s26d1
22
Ti
4s23d2
40
Zr
5s24d2
72
Hf
6s25d2
23
V
4s23d3
41
Nb
5s14d4
73
Ta
6s25d3
24
Cr
4s13d5
42
Mo
5s14d5
74
W
6s25d4
25
Mn
4s23d5
43
Tc
5s24d5
75
Re
6s25d5
26
Fe
4s23d6
44
Ru
5s14d7
76
Os
6s25d6
27
Co
4s23d7
45
Rh
5s14d8
77
Ir
6s25d7
104
Rf
7s26d2
105
Db
7s26d3
106
Sg
7s26d4
107
Bh
7s26d5
108
Hs
7s26d6
109
Mt
7s26d7
110
Ds
7s26d8
111
7s26d9
112
7s26d10
113
7s27p1
114
7s27p2
115
7s27p3
(116) (117) (118)
28
Ni
4s23d8
46
Pd
4d10
78
Pt
6s15d9
29
Cu
4s13d10
47
Ag
5s14d10
79
Au
6s15d10
30
Zn
4s23d10
48
Cd
5s24d10
80
Hg
6s25d10
31
Ga
4s24p1
49
In
5s25p1
81
Tl
6s26p1
32
Ge
4s24p2
50
Sn
5s25p2
82
Pb
6s26p2
33
As
4s24p3
51
Sb
5s25p3
83
Bi
6s26p3
34
Se
4s24p4
52
Te
5s25p4
84
Po
6s26p4
35
Br
4s24p5
53
I
5s25p5
85
At
6s26p5
13
Al
3s23p1
14
Si
3s23p2
15
P
3s23p3
16
S
3s23p4
17
Cl
3s23p5
5
B
2s22p1
6
C
2s22p2
7
N
2s22p3
8
O
2s22p4
9
F
2s22p5
10
Ne
2s22p6
2
He
1s2
18
Ar
3s23p6
36
Kr
4s24p6
54
Xe
5s25p6
86
Rn
6s26p6
1
2
3
4
5
6
7
1
H
1s1
58
Ce
6s24f15d1
90
Th
7s26d2
59
Pr
6s24f3
91
Pa
7s25f26d1
60
Nd
6s24f4
92
U
7s25f36d1
61
Pm
6s24f5
93
Np
7s25f46d1
62
Sm
6s24f6
94
Pu
7s25f6
63
Eu
6s24f7
95
Am
7s25f7
64
Gd
6s24f75d1
96
Cm
7s25f76d1
65
Tb
6s24f9
97
Bk
7s25f9
66
Dy
6s24f10
98
Cf
7s25f10
67
Ho
6s24f11
99
Es
7s25f11
68
Er
6s24f12
100
Fm
7s25f12
69
Tm
6s24f13
101
Md
7s25f13
70
Yb
6s24f14
102
No
7s25f14
71
Lu
6s24f145d1
103
Lr
7s25f146d1
Figura 8.1 
Configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos. Para simplificar, apenas são indicadas as configurações dos elétrons
das camadas mais externas.
8.2 Classificação Periódica dos Elementos
A Figura 8.1 mostra a tabela periódica juntamente com as configurações eletrônicas das
camadas mais externas dos elementos no estado fundamental. (As configurações eletrôni-
cas dos elementos são também mostradas na Tabela 7.3.) Começando com o hidrogênio,
vemos que as subcamadas são preenchidas na ordem indicada na Figura 7.21. Conforme
o tipo de subcamada que está sendo preenchida, os elementos podem ser divididos em ca-
tegorias — os elementos representativos, os gases nobres, os elementos de transição (ou
metais de transição), os lantanídeos e os actinídeos. De acordo com a Figura 8.1, os ele-
mentos representativos (também chamados de elementos do grupo principal) são os
elementos dos Grupos 1A a 7A, em que todos têm subcamadas s ou p, do número quânti-
co principal mais alto, parcialmente preenchidas. Com exceção do hélio, os gases nobres
(os elementos do Grupo 8A) têm todos a subcamada p totalmente preenchida. (As confi-
gurações eletrônicas são 1s2 para o hélio e ns2np6 para os outros gases nobres, em que n é
o número quântico principal da camada mais externa.) Os metais de transição são os ele-
mentos dos Grupos 1B e 3B a 8B (ou 3 a 11), que têm subcamadas d parcialmente
preenchidas ou facilmente produzem cátions com subcamadas d parcialmente preenchi-
das. (Esses metais são, às vezes, chamados de elementos de transição do bloco d.) Os
242 Química Geral
elementos do Grupo 2B ou 12 (Zn, Cd e Hg) não são nem elementos representativos nem
metais de transição. Não há nenhum nome especial para esse grupo de metais. Os lan-
tanídeos e os actinídeos são, muitas vezes, chamados de elementos de transição do bloco
f, pois têm subcamadas f parcialmente preenchidas.
Quando examinamos as configurações eletrônicas de dado grupo, observa-se um
padrão de distribuição. As configurações eletrônicas dos elementos dos Grupos 1 e 2 es-
tão apresentadas na Tabela 8.1. Todos os metais alcalinos do Grupo 1A têm configu-
rações eletrônicas da camada mais externa semelhantes: cada um tem um cerne de gás
nobre e uma configuração ns1 para o elétron mais externo. Do mesmo modo, os metais
alcalino-terrosos do Grupo 2 têm um cerne de gás nobre e uma configuração ns2 para os
elétrons da última camada. Os elétrons das camadas mais externas de um átomo, os que
estão envolvidos nas ligações químicas, são freqüentemente denominados elétrons de
valência. A semelhança na configuração eletrônica da camada mais externa (isto é, na
configuração dos elétrons de valência) é responsável pelo fato de os elementos de um
mesmo grupo apresentarem comportamento químico similar. Essa observação é válida
também para os halogênios (os elementos do Grupo 17), que possuem configuração
eletrônica da camada mais externa ns2 np5 e exibem propriedades muito semelhantes.
Temos de ter cuidado, contudo, ao prever propriedades dos elementos dos Grupos 13 a
16. Por exemplo, os elementos do Grupo 14 possuem a mesma configuração eletrônica
da camada mais externa, (ns2np2), mas há uma variação nas propriedades químicas
desses elementos: o carbono é um não-metal, o silício e o germânio são semimetais, e o
estanho e o chumbo são metais.
Como um grupo, os gases nobres comportam-se de forma muito semelhante. Com
exceção do criptônio e do xenônio,os demais elementos são totalmente inertes quimica-
mente. A razão é que esses elementos possuem as subcamadas ns2np6 mais externas to-
talmente preenchidas, uma condição que representa grande estabilidade. Embora a con-
figuração eletrônica das camadas mais externas dos elementos de transição não seja
sempre a mesma dentro do grupo e não haja um padrão regular na variação da configu-
ração eletrônica de um metal para o seguinte no mesmo período, todos os metais de tran-
sição partilham muitas características que os distinguem dos outros elementos. A razão é
que esses metais têm uma subcamada d parcialmente preenchida. Do mesmo modo, os
lantanídeos (e os actinídeos) assemelham-se uns aos outros porque possuem subcamadas
f parcialmente preenchidas. A Figura 8.2 mostra os grupos de elementos discutidos aqui.
TABELA 8.1
Configurações
Eletrônicas dos
Elementos do Grupo
1 e do Grupo 2
Grupo 1 Grupo 2
Li [He]2s1 Be [He]2s2
Na [Ne]3s1 Mg [Ne]3s2
K [Ar]4s1 Ca [Ar]4s2
Rb [Kr]5s1 Sr [Kr]5s2
Cs [Xe]6s1 Ba [Xe]6s2
Fr [Rn]7s1 Ra [Rn]7s2
Para os elementos representativos, os
elétrons de valência são simplesmente 
os elétrons no nível principal de energia 
mais alta.
EXEMPLO 8.1
Um átomo de certo elemento tem 15 elétrons. Sem consultar a tabela periódica,
responda às questões seguintes: (a) Qual é a configuração eletrônica do estado
fundamental desse elemento? (b) Como deve ser classificado esse elemento? 
(c) O elemento é diamagnético ou paramagnético?
Estratégia (a) Vamos retomar ao princípio de preenchimento discutido na Seção 7.9.
Devemos começar escrevendo a configuração eletrônica com o número quântico
principal n � 1 e continuar o preenchimento até que todos os elétrons estejam
distribuídos. (b) Qual é a configuração eletrônica característica dos elementos
representativos? E dos elementos de transição? E dos gases nobres? (c) Examine o
esquema de emparelhamento dos elétrons da camada mais externa. O que determina se
um elemento é diamagnético ou paramagnético?
Solução (a) Sabemos que para n � 1, temos um orbital 1s (2 elétrons); para n � 2,
temos um orbital 2s (2 elétrons) e três orbitais 2p (6 elétrons); para n � 3, temos
um orbital 3s (2 elétrons). O número de elétrons que falta é 15 � 12 � 3 e esses
três elétrons devem ser colocados nos orbitais 3p. A configuração eletrônica é
1s22s22p63s23p3.
(Continua)
Capítulo 8 Tabela Periódica 243
Configurações Eletrônicas dos Cátions e dos Ânions
Como muitos compostos iônicos são constituídos por ânions e cátions monoatômicos, é
útil saber como escrever as configurações eletrônicas dessas espécies iônicas. O pro-
cedimento para escrever as configurações eletrônicas dos íons requer apenas uma pe-
quena extensão do método usado para os átomos neutros. Para a discussão, agruparemos
os íons em duas categorias.
Elementos
representativos
Gases nobres
Metais de
transição
1
H
3
Li
11
Na
19
K
37
Rb
55
Cs
87
Fr
20
Ca
38
Sr
56
Ba
88
Ra
21
Sc
39
Y
57
La
89
Ac
22
Ti
40
Zr
72
Hf
104
Rf
23
V
41
Nb
73
Ta
105
Db
24
Cr
42
Mo
74
W
106
Sg
25
Mn
43
Tc
75
Re
107
Bh
26
Fe
44
Ru
76
Os
108
Hs
27
Co
45
Rh
77
Ir
109
Mt
28
Ni
46
Pd
78
Pt
29
Cu
47
Ag
79
Au
30
Zn
48
Cd
80
Hg
31
Ga
49
In
81
Tl
32
Ge
50
Sn
82
Pb
33
As
51
Sb
83
Bi
34
Se
52
Te
84
Po
35
Br
53
I
85
At
36
Kr
54
Xe
86
Rn
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2
He
4
Be
12
Mg
58
Ce
90
Th
59
Pr
91
Pa
60
Nd
92
U
61
Pm
93
Np
62
Sm
94
Pu
63
Eu
95
Am
64
Gd
96
Cm
65
Tb
97
Bk
66
Dy
98
Cf
67
Ho
99
Es
68
Er
100
Fm
69
Tm
101
Md
70
Yb
102
No
71
Lu
103
Lr
1
1A
2
2A
3 
3B
4 
4B
5 
5B
86 
6B
7 
7B
109 
8B
11 
1B
12 
2B
13 
3A
14 
4A
15 
5A
16 
6A
17 
7A
18 
8A
110
Ds
111 112 113 114 115 (116) (117) (118)
Zinco
Cádmio
Mercúrio
Lantanídeos
Actinídeos
Figura 8.2 
A classificação dos elementos. Note que os elementos do Grupo 12 são muitas vezes classificados como metais de transição mesmo
que não apresentem as características dos metais de transição.
(b) Como a subcamada 3p não está completamente preenchida, esse é um elemento
representativo. Com base na informação dada, não é possível dizer se é um metal,
um não-metal ou um semimetal. 
(c) De acordo com a regra de Hund, os três elétrons nos orbitais 3p têm spins
paralelos (três elétrons desemparelhados). Portanto, o elemento é paramagnético.
Verificação Para a parte (b), observe que um metal de transição tem uma subcamada
d parcialmente preenchida e um gás nobre tem a camada externa completamente
preenchida. Já para a parte (c), lembre-se de que se o átomo contém um número ímpar
de elétrons, então o elemento tem de ser paramagnético.
Exercício Um átomo de certo elemento tem 20 elétrons. (a) Escreva a configuração
eletrônica do estado fundamental do elemento, (b) classifique o elemento, (c) determine
se o elemento é diamagnético ou paramagnético.
Problema semelhante: 8.16.
244 Química Geral
O aumento da carga nuclear
efetiva da esquerda para a direita
ao longo de um período e de
baixo para cima em um grupo
para os elementos
representativos.
Íons Derivados dos Elementos Representativos 
Na formação de um cátion a partir do átomo neutro de um elemento representativo, um
ou mais elétrons são removidos da camada n mais alta ocupada. A seguir estão as con-
figurações eletrônicas de alguns átomos e dos seus cátions correspondentes:
Na: [Ne]3s1 Na�: [Ne]
Ca: [Ar]4s2 Ca2�: [Ar]
Al: [Ne]3s23p1 Al3�: [Ne]
Observe que cada íon tem uma configuração estável de gás nobre.
Na formação de um ânion, são acrescentados um ou mais elétrons à camada n mais
alta parcialmente preenchida. Considere os exemplos seguintes:
H: 1s1 H�: 1s2 ou [He]
F: 1s22s22p5 F�: 1s22s22p6 ou [Ne]
O: 1s22s22p4 O2�: 1s22s22p6 ou [Ne]
N: 1s22s22p3 N3�: 1s22s22p6 ou [Ne]
Novamente, todos esses ânions têm também a configuração estável de gás nobre. Por-
tanto, uma característica da maioria dos elementos representativos é que os íons deriva-
dos de seus átomos neutros possuem a configuração eletrônica da camada mais externa
de gás nobre ns2np6. Os átomos ou íons que possuem o mesmo número de elétrons e,
por isso, a mesma configuração eletrônica no estado fundamental são isoeletrônicos.
Assim, o H� e o He são isoeletrônicos; F�, Na� e Ne também são isoeletrônicos.
Cátions Derivados de Metais de Transição
Na Seção 7.9, vimos que, nos metais de transição da primeira fila (Sc a Cu), o orbital
4s é sempre preenchido antes dos orbitais 3d. Considere o manganês cuja configuração
eletrônica é [Ar]4s23d5. Quando se forma o íon Mn2+, podemos esperar a remoção de
dois elétrons do orbital 3d para gerar a configuração [Ar]4s23d3. Na realidade, a con-
figuração eletrônica do Mn2+ é [Ar]3d5! A razão para isso acontecer é que as interações
elétron-elétron e elétron-núcleo em um átomo neutro podem ser bastante diferentes das
do seu íon. Assim, enquanto o orbital 4s é sempre preenchido antes do orbital 3d no
Mn, os elétrons são removidos do orbital 4s para formar o íon Mn2+ porque os orbitais
3d são mais estáveis que o orbital 4s nos íons dos metais de transição. Por isso, quando
se forma um cátion a partir de um átomo de um metal de transição, os elétrons são sem-
pre removidos primeiro do orbital ns e depois dos orbitais (n � 1)d.
Lembre-se de que a maior parte dos metais de transição pode formar mais de um
cátion e que freqüentemente esses cátions não são isoeletrônicos com o gás nobre
precedente.
8.3 Variação Periódica das Propriedades Físicas
Como vimos, as configurações eletrônicas dos elementos apresentam uma variação 
periódica à medida que aumenta o número atômico. Conseqüentemente, há também 
variações periódicas no comportamento físico e químico. Nessa seção e nas duas
seguintes, examinaremos algumas propriedades físicas dos elementos que estão no
mesmo grupo ou período e outras propriedades que influenciam o comportamento
químico dos elementos. Primeiro, olhemos para o conceito de carga nuclear efetiva, que
tem um efeito direto nas dimensões atômicas e na tendênciapara a ionização.
Carga Nuclear Efetiva
No Capítulo 7, discutimos o efeito de blindagem que os elétrons próximos do núcleo
exercem sobre os elétrons das camadas exteriores em átomos com muitos elétrons. A
Note que a ordem de preenchimento 
de elétrons não determina ou prevê a
ordem de remoção de elétrons nos metais
de transição.
1
2 13 14 15 16 17
18
(a)
(b)
Figura 8.3 
(a) Em metais como o berílio, o
raio atômico é definido como
metade da distância entre os
núcleos de dois átomos
adjacentes. (b) Para os elementos
que existem como moléculas
diatômicas, como o iodo, o raio
do átomo é definido como metade
da distância entre os núcleos.
Capítulo 8 Tabela Periódica 245
presença de elétrons que promovem a blindagem reduz a atração eletrostática entre os
prótons com carga positiva do núcleo e os elétrons exteriores. Além disso, as forças re-
pulsivas entre os elétrons em um átomo com muitos elétrons reduzem ainda mais a força
atrativa exercida pelo núcleo. O conceito de carga nuclear efetiva permite-nos ter em
conta esses efeitos de blindagem nas propriedades periódicas.
Considere, por exemplo, o átomo de hélio, que tem a configuração 1s2 no estado
fundamental. Os dois prótons do hélio conferem ao núcleo a carga �2, mas a força
atrativa total dessa carga sobre os dois elétrons 1s é parcialmente compensada pela re-
pulsão elétron-elétron. Conseqüentemente, dizemos que os elétrons 1s blindam um ao
outro do núcleo. A carga nuclear efetiva (Zef), que é a carga sentida por um elétron, é
dada por
Zef � Z � �
em que Z é a carga nuclear real (isto é, o número atômico do elemento) e s (sigma)
é chamada a constante de blindagem. A constante de blindagem é maior que zero,
porém menor que Z.
Uma maneira de ilustrar a blindagem dos elétrons é considerar a quantidade de 
energia necessária para remover os dois elétrons do átomo de hélio. As medidas
mostram que são necessários 2373 kJ de energia para remover o primeiro elétron de 1
mol de átomos de hélio e 5251 kJ de energia para remover o elétron remanescente de 
1 mol de íons He�. A razão pela qual é necessária tanta energia a mais para remover o
segundo elétron é que com apenas um elétron presente não há blindagem e o elétron
sente todo o efeito da carga nuclear �2.
Para átomos com três ou mais elétrons, os elétrons em dada camada estão pro-
tegidos por elétrons nas camadas interiores (isto é, camadas mais próximas do nú-
cleo), mas não por elétrons de camadas exteriores. Assim, em um átomo de lítio, cuja
configuração eletrônica é 1s22s1, o elétron 2s é protegido pelos dois elétrons 1s, con-
tudo, o elétron 2s não tem qualquer efeito de blindagem sobre os elétrons 1s. Além
disso, as camadas internas completas exercem efeito de blindagem sobre os elétrons
exteriores de modo mais efetivo que os elétrons da mesma subcamada exercem uns
sobre os outros.
Raio Atômico
Algumas propriedades físicas, incluindo densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição,
estão relacionadas com o tamanho dos átomos; no entanto, é difícil definir o tamanho do
átomo. Como vimos no Capítulo 7, a densidade eletrônica estende-se além do núcleo,
mas normalmente consideramos como tamanho do átomo o volume que contém cerca
de 90% do total de densidade eletrônica em torno do núcleo. Quando temos de ser mais
específicos, definimos o tamanho do átomo em termos do raio atômico, que é metade da
distância entre dois núcleos em dois átomos de metal adjacentes.
Para átomos ligados de modo que formem uma rede tridimensional estendida, o
raio atômico é simplesmente metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizi-
nhos [Figura 8.3(a)]. Em metais como o berílio, o raio atômico é definido como a
metade da distância entre os núcleos de dois átomos adjacentes. Para os elementos que
existem como moléculas diatômicas simples, como o iodo, o raio atômico é metade da
distância entre os núcleos dos átomos na molécula [Figura 8.3(b)].
A Figura 8.4 mostra os raios atômicos de vários elementos de acordo com as suas
posições na tabela periódica e a Figura 8.5 apresenta a variação dos raios atômicos
desses elementos em função dos seus números atômicos. As tendências periódicas são
claramente evidentes. Ao estudar as tendências, lembre-se de que o raio atômico é de-
terminado em larga extensão pela força de atração entre o núcleo e os elétrons da ca-
mada mais externa. Quanto maior for a carga nuclear efetiva, maior é a força de
atração do núcleo sobre esses elétrons e menor o raio atômico. Considere os elementos
Interatividade: 
Atração do Núcleo
Centro de Aprendizagem
Online, Interativo
Veja a Figura 7.23 para os gráficos da
probabilidade radial das orbitais 1s e 2s.
246 Química Geral
do segundo período desde o Li ao F, por exemplo. Deslocando da esquerda para a di-
reita, vemos que o número de elétrons na camada mais interna (1s2) se mantém cons-
tante enquanto a carga nuclear aumenta. Os elétrons adicionados para contrabalançar
o aumento da carga nuclear não exercem qualquer blindagem uns sobre os outros. Em
conseqüência, a carga nuclear efetiva aumenta gradualmente enquanto o número
quântico principal se mantém constante (n � 2). Por exemplo, o elétron mais externo
2s do lítio é protegido do núcleo (que tem três prótons) pelos dois elétrons 1s. Como
aproximação, assumimos que o efeito de blindagem dos dois elétrons 1s é cancelar
duas cargas positivas no núcleo. Assim, o elétron 2s apenas sente a atração de um pró-
ton no núcleo; a carga nuclear efetiva é �1. No berílio (1s22s2), cada um dos dois
elétrons 2s está blindado pelos dois elétrons mais internos 1s, que cancelam duas das
quatro cargas positivas no núcleo. Como os elétrons 2s não se protegem entre si de
forma efetiva, o resultado é que a carga nuclear efetiva de cada elétron 2s é maior que
�1. Assim, como a carga nuclear efetiva aumenta, o raio atômico diminui gradual-
mente desde o lítio até ao flúor.
Dentro de um grupo de elementos, vemos que o raio atômico aumenta com o au-
mento do número atômico. Para os metais alcalinos no Grupo 1, o elétron mais externo
está em um orbital ns. Como o tamanho do orbital aumenta com o aumento do número
quântico principal n, o tamanho do átomo do metal aumenta do Li para o Cs. Podemos
aplicar o mesmo raciocínio para os elementos de outros grupos.
R
ai
o 
at
ôm
ic
o 
cr
es
ce
nt
e
Raio atômico crescente
265
248
227
186
152
37 31
H He
18171615141321
222
215
197
160
112
171
166
135
143
85
175
140
123
118
77
155
141
120
110
70
164
143
117
103
73
142
133
114
99
72
140
131
112
98
70
Li Be
Cs
Rb
K
Ba
Sr
Ca
Tl
In
Ga
Pb
Sn
Ge
Bi
Sb
As
Po
Te
Se
At
I
Br
Rn
Xe
Kr
Na Mg Al Si P S Cl Ar
B C N O F Ne
Figura 8.4 
Os raios atômicos (em
picômetros) dos elementos
representativos de acordo com a
sua posição na tabela periódica.
Observe que não há qualquer
concordância geral sobre o
tamanho dos raios atômicos.
Interessam-nos apenas as
tendências dos raios atômicos,
não os seus valores precisos.
Interatividade: 
Raios Atômicos
Centro de Aprendizagem
Online, Interativos
Animação: 
Raios Atômico e Iônico
Centro de Aprendizagem
Online, Animações
Encerra aqui o trecho do livro disponibilizado para 
esta Unidade de Aprendizagem. Na Biblioteca Virtual 
da Instituição, você encontra a obra na íntegra.
Dica do professor
O vídeo apresenta a variação das propriedades em função da sua posição na tabela periódica.
Aponte a câmera para o código e acesse o link do vídeo ou clique no código para acessar.
https://fast.player.liquidplatform.com/pApiv2/embed/cee29914fad5b594d8f5918df1e801fd/e87551d0cd3f5a93732d761713476acf
Exercícios
1) Quantos períodos e quantos grupos ou famílias existem na tabela periódica dos elementos?
A) 18 e 7.
B) 7 e 18.
C) 8 e 10.
D) 6 e 8.
E) 9 e 8.
2) Comparando-se as propriedades periódicas dos elementos que compõem o KCl, assinale a 
alternativa correta. Dados: K (Z=19) e (Z=17).
A) O potássio possui maior caráter metálico.
B) O cloro possui menos eletronegatividade.
C) O cloro tem maior raioatômico.
D) O potássio tem maior eletroafinidade.
E) O potássio tem maior potencial de ionização.
3) Os símbolos que representam os elementos químicos cobalto, cobre, potássio, prata e sódio 
são, respectivamente:
A) Co, Cu, K, Ag, Na.
B) C, Cu, Po, P, S.
C) Co, Ce, Pt, Pr, Na.
D) Ce, Cr, K, Ag, Si.
E) C, Cr, Po, Ag, S.
4) Que nome recebem as famílias 13, 14, 15, 16, 17 e 18?
A) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor e do hélio.
B) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, dos calcogênios, dos halogênios e dos gases 
nobres.
C) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor e dos gases nobres.
D) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, dos halogênios e dos gases nobres.
E) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do calcogênio, do halogênio e do neônio.
5) Assinale a alternativa correta. Qual das alternativas abaixo apresenta um metal, um 
metaloide e um gás nobre, respectivamente?
A) Na – Ge – He.
B) K – Co – O.
C) Ca – Sn – Xe.
D) Cs – Fe – Kr.
E) Al – Cu – N.
Na prática
A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de 
uma tabela, em função de suas propriedades. É muito útil para que sejam previstas as 
características e tendências dos átomos.
Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e de suas moléculas formadas, ou 
entender por que certos átomos são extremamente reativos enquanto outros são praticamente 
inertes.
 
Saiba +
Para ampliar o seu conhecimento a respeito desse assunto, veja abaixo as sugestões do professor:
Tabela Periódica
Aponte a câmera para o código e acesse o link do vídeo ou clique no código para acessar.
Química
Conteúdo interativo disponível na plataforma de ensino!
Química geral
Conteúdo interativo disponível na plataforma de ensino!
https://www.youtube.com/embed/qS1yXfh_6is?rel=0