Tabela Periódica e Propriedades Periódicas

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Tópico 03
Química Geral e Inorgânica
Tabela Periódica e Propriedades
Periódicas
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 segundo 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.
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).
Divisão moderna da Tabela periódica, separando Metais e Ametais.
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.
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

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.
Divisão da Tabela periódica atual,com os elementos representativos e
elementos de transição.
METAIS NÃO METAIS
Apresentam brilho
característico
Não apresentam brilho
característico
São bons condutores de
calor e eletricidade
São maus condutores de
calor e eletricidade
São maleáveis  e dúcteis
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.
a b
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 s ). 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 s p ).
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.
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)
1
2 4
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 s (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
ns  (1é de valência)
Li, Na, K, Rb,
Cs, Fr
IIA
METAIS
ALCALINO-
TERROSOS
ns  (2é de valência)
Be, Mg, Ca, Sr,
Ba, Ra
IIIA
FAMÍLIA DO
BORO
ns  np  (3é de
valência)
B, Al, Ga, In,
Tl, Uut
IVA
FAMÍLIA DO
CARBONO
ns  np  (4é de
valência)
C, Si, Ge, Sn,
Pb, Uuq
VA
FAMÍLIA DO
NITROGÊNIO
ns  np  (5é de
valência)
N, P, As, Sb, Bi,
Uup
VIA CALCOGÊNIOS
ns  np  (6é de
valência)
O, S, Se, Te,
Po, Uuh
VIIA HALOGÊNIOS
ns  np  (7é de
valência)
F, Cl, Br, I, At,
Uus
1
1
2
2 1
2 2
2 3
2 4
2 5
FAMÍLIA NOME
CONFIGURAÇÃO
DA ÚLTIMA
CAMADA
ELEMENTOS
DA FAMÍLIA
VIIIA
(ou
“Zero”)
GASES NOBRES
ns  np  (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.
3. 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.
2 6
(obs.: existem também as propriedades chamadas de
“aperiódicas”, que não serão nosso objeto de estudo neste
momento, ok?).
Para terminarmos este 2º 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.
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.
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 químicostambém 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.
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.
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.
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.
O vídeo a seguir mostra, de maneira bem-humorada, a
variação na reatividade dos Metais da Família IA.

Reatividade dos metais alcalinos com a águaReatividade dos metais alcalinos com a água
Aprendendo mais uma!

https://www.youtube.com/watch?v=TyIvLH4981c
B – ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO (E )
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:
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 (X )
(Raio catiônico)
RAIO ATÔMICO (Y)  <  RAIO IÔNICO (Y )
(Raio aniônico)
n+
n-
I
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 afastados do
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, que faz um breve resumo sobre
esta propriedade – energia de ionização.

C – AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE)
(E )
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:
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
Propriedades periódicas: energia de ionizaçãPropriedades periódicas: energia de ionizaçã……
AF
https://www.youtube.com/watch?v=k31fhu8ilP4
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.
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 E ), 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 (E ) E
AFINIDADE ELETRÔNICA (E ) 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 (E ) nos
informa a tendência que um átomo tem de DOAR elétrons
(quanto menor a E , maior a tendência do átomo em doar
elétrons). Já a 2ª propriedade (E ) nos informa a tendência
que um átomo tem de RECEBER elétrons (quanto maior a E ,
maior a tendência do átomo em receber elétrons). Estes
comportamentos definem a natureza das ligações químicas.
D – ELETRONEGATIVIDADE (E )
A eletronegatividade é definidacomo 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 (é
por comparação) e, diferentemente das três propriedades
AF
I
AF
I
I
AF
AF
N
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.
↑ E : elemento não tende a doar elétrons ⇒ maior capacidade
de atrair elétrons.
↑ E : 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
E e à E : 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.
Resumo da variação da eletronegatividade na Tabela Periódica. No
detalhe, os elementos com maior (Flúor – F) e menor
I
AF
I AF
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 desta missão, 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.
4. Conclusão
O Tópico 2 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.
5. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: Questionando
a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman,
2001.
PARA REFLETIR
Qual a relação entre eletronegatividade e a polaridade
das moléculas?
Veremos no próximo Tópico (o Tópico 3), 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?

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
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e a Tabela Periódica dos Elementos Químicos. 19min54.
Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?
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YouTube. (2014). Khan Academy. Propriedades periódicas:
energia de ionização – Khan Academy em Português
(10º ano). 12min03. Disponível em:>
https://www.youtube.com/watch?v=k31fhu8ilP4>
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