TABELA PERIÓDICA CEFET

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TABELA PERIÓDICA 
TABELA PERIÓDICA 
 Mendeleev organizou os 63 elementos em ordem 
crescente de massas atômicas e agrupados em 
colunas com propriedades químicas semelhantes. 
 
“Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os 
resultados obtidos experimentalmente de tal maneira que 
semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais 
evidentes”. 
Foi somente em 1869 que surgiu uma tabela proposta por 
Dmitri Ivanovitch Mendeleev que atendia as necessidades 
dos químicos e que se tornou a base da tabela atual. 
Inverteu as posições, na 
ordem de massa, de Te 
(telúrio) e I (iodo) para 
manter a semelhança de 
propriedades químicas 
do iodo. 
 Manteve os espaços vazios entre elementos prevendo futuras descobertas. 
Resumindo as conclusões de Mendeleeev, podemos dizer 
que ele estabeleceu a chamada lei da periodicidade: 
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam 
periodicamente na sequência de suas massas atômicas. 
Periodicidade: Uma descrição moderna 
Em 1913, o físico inglês Henry G. J. Monseley 
estabeleceu o conceito de número atômico, que 
melhor caracteriza um elemento que sua massa 
atômica. 
“Quando os elementos são listados, sequencialmente, em 
ordem crescente do número atômico, é observada uma 
repetição periódica em suas propriedades”. 
O princípio de construção da tabela periódica atual está baseado em que 
as semelhanças nas propriedades químicas dos elementos são 
justificadas pelas semelhanças de suas eletrosferas. 
A tabela periódica moderna Períodos (7): são as linhas horizontais que nos informa o 
número de níveis de um elemento. 
O 6º Período consiste em 32 elementos que por comodidade foram 
agrupados, porque em parte, estão incluídos os lantanóides que são 
formados por 14 elementos: (Lantânio,(La) Z=57 até Itérbio, (Yb) Z=70). 
Assim como, no 6º período, o 7º, também contém 32 elementos, onde 
estão incluídos os actinóides (Actínio, (Ac) Z=89 até nobélio, (No) Z= 102). 
K 
L 
M 
N 
O 
P 
Q 
P 
Q 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
Grupos (A) = (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18)- Elementos representativos. 
Grupos (18): são as linhas verticais contendo elementos 
com propriedades químicas semelhantes. 
1 
 2 
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
 13 14 15 16 17 
 18 
 Grupos (B) = (3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12)- Elementos de transição. 
Metais Alcalinos 
Metais Alcalinos - Terrosos 
Nomes representativos de cada família 
Elementos 
de transição 
GRUPO DO BORO 
GRUPO DO CARBONO 
GRUPO DO NITROGÊNIO 
CALCOGÊNIOS 
HALOGÊNIOS 
GASES NOBRES 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
Família ou 
grupo 
Nº de elétrons 
na camada 
 de valência 
Distribuição 
eletrônica da camada 
de valência 
 
Nome 
1 ou IA 1 ns¹ Metais alcalinos 
2 ou IIA 2 ns² Metais alcalinos terrosos 
13 ou IIIA 3 ns² np¹ Família do boro 
14 ou IVA 4 ns² np² Família do carbono 
15 ou VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio 
16 ou VIA 6 ns² np4 Calcogênios 
17 ou VIIA 7 ns² np5 Halogênios 
18 ou VIIIA 
ou O 
8 ns² np6 Gases nobres 
IIIB 
ou 3 
IVB 
ou 4 
VB 
ou 5 
VIB 
ou 6 
VIIB 
ou 7 
VIIIB ou 
 8 9 10 
IB 
ou 11 
IIB 
ou 12 
 
1d 2d 3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d
s P 
d 
f 
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 
A periodicidade nas Propriedades Atômicas 
• Raio Atômico 
É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem que o circunda 
não tem limites bem definidos. 
Equivale a medida de distâncias interatômicas. 
Variações periódicas dos átomos em função do número atômico 
• Nos períodos 
O raio atômico cresce em um mesmo período (átomos 
com o mesmo número de níveis eletrônicos) da direita 
para a esquerda, ou seja, quanto menor o número 
atômico maior será o raio. 
Z = R Z = R 
 A medida que o número atômico aumenta, o núcleo atrai 
com mais intensidade as camadas eletrônicas – menor será 
o raio. 
Gráfico raio atômico X número atômico 
Efeito de Blindagem 
 Os elementos que se encontram a partir do 3º nível, 
apresentam leve contração em seus raios, devido ao efeito 
protetor de blindagem, caracterizado pela adição de 
elétrons na subcamada anterior a camada de valência (n-1). 
 Nos Lantanídeos esse efeito é ainda mais expressivo, já 
que, os elétrons são adicionados na antepenúltima camada 
(n-2), “contração lantanóidica”. 
• Nos Grupos 
 O raio atômico cresce em um mesmo grupo de cima para 
baixo, pois com o aumento do número de camadas 
(aumento da blindagem) aumenta o raio atômico. 
Resumo: raio atômico 
** Elementos que se encontram a partir do 6º período não 
possuem diferenciação quanto ao seu raio em relação ao 
elemento imediatamente superior a tabela periódica devido a 
contração lantanóidica. 
“A blindagem da camada interna compensa completamente o 
efeito do aumento na carga nuclear”. 
Átomos Carga nuclear Configuração 
eletrônica 
Raio, nm 
Ti 22+ [Ar]3d24s2 0,132 
Zr 40+ [Kr]4d25s2 0,145 
Hf 72+ [Xe]5d26s2 0,144 
Raios atômicos dos elementos do Grupo 4 (IVB) 
• Raio iônico 
 
Na formação de cátions, ocorre perda(s) de elétrons e isso diminui a 
repulsão dos elétrons contidos nos níveis mais externos, além 
disso, dependendo do número de elétrons perdidos, ocorre a 
redução do número de camadas preenchidas pelos mesmos, 
acarretando na seguinte diferença: 
Fe2+ Fe Fe3+ 
Raios dos cátions < Raios dos átomos que os formam 
*** Na formação de ânions o efeito é o INVERSO. 
• Energia de Ionização 
É a energia mínima necessária para remover um elétron de um 
átomo isolado (ionização), no seu estado fundamental. 
X(g) + energia 1 X
+
(g) + ē 
 
X+(g) + energia 2 X
++
(g) + ē 
Nos períodos 
Em geral, quanto maior a carga nuclear de um átomo, maior será a 
atração núcleo x elétron, logo, maior será a energia de ionização. 
“ A Energia Aumenta ao longo dos períodos” 
Irregularidades ao longo dos períodos 
Be 
B 
N 
O 
Be x B N x O 
Caso: B x Be 
A 1º E.I do Boro é menor que a do berílio, pois os orbitais 2S estão mais 
próximos ao núcleo em relação ao 2p. 
Um outro fator é devido aos elétrons do orbital 2S blindarem parte da carga 
dos elétrons 2p favorecendo a retirada de elétrons. 
B5 Be4 
 
 1S 2S 2P 1S 2S 
Caso: N x O 
O oxigênio possui menor energia em relação ao Nitrogênio, devido a presença 
de dois elétrons com spins emparelhados no orbital P (maior repulsão). 
 1S 2S 2P 1S 2S 2P 
O8 N7 
Nos elementos de transição é observado um pequeno aumento da 
E.I, devido ao efeito de blindagem. 
Em geral: E.I Raio Atômico 
Li Be B C N O F 
Z 3 4 5 6 7 8 9 
CN +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 
EI 5,4 9,3 8,3 11,3 14,3 13,6 17,4 
RA 1,23 0,89 0,82 0,77 0,75 0,73 0,72 
1º E.I < 2º E.I < 3º E.I <.... < nE.I 
Cada elétron retirado deixa o íon mais positivamente 
carregado e consequentemente promove uma maior atração núcleo x 
elétron, e assim, necessitando de mais energia para a retirada de um 
próximo elétron. 
Exemplo: Alumínio no estado gasoso: 
Al + 578 Kj Al+1 + ē 
 Al+1 + 1820 Kj Al+2 + ē 
 Al+2 + 2750 Kj Al+3 + ē 
Al+3 + 11600 Kj Al+4 + ē 
Resumo: Energia de Ionização 
H He 
 Ne 
 Ar 
 Kr 
 Xe 
 Rn 
• Afinidade Eletrônica 
É a quantidade de energia, ΔH, envolvida, quando umátomo 
Isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um 
elétron, formando um íon negativo. 
• Nem todos os elementos possuem suas afinidades eletrônicas 
calculadas (valor teórico). 
 
• Quanto mais negativo for o valor de ΔH, maior é a tendência do 
átomo em receber elétron. 
Alguns valores possuem ΔH>0, nesse caso, indica que é absorvida 
energia das vizinhanças quando o átomo recebe um elétron.X (g) + ē  X
-1
(g) + energia 
 
Nos períodos 
• As afinidades eletrônicas tendem a aumentar (ΔH mais negativo) 
ao longo dos períodos devido, em parte, pelo o aumento da 
carga nuclear (menor Raio Atômico). 
Nos Grupos 
• A afinidade é crescente no sentido ascendente. 
• Quanto maior for o número de níveis, menor será a tração 
núcleo x elétron e maior será a blindagem da camada interna, 
compensando o efeito da carga nuclear. 
• Grande parte dos elementos do 2º período não possui uma 
afinidade regular em relação ao 3º período devido ao pequeno 
tamanho desses átomos que promove uma repulsão inter-eletrônica 
compensando a atração nuclear. (F x Cl). 
Caso: Be4 x Mg12 
1S 2S 1S 2S 2P 3S 
Caso: N7 x P15 
1S 2S 2P 1S 2S 2P 
3S 3P 
Resumo: Afinidade eletrônica 
Exercícios 
 Faça a distribuição eletrônica, segundo o diagrama de 
Pauling, e descubra o Grupo e o período, dos elementos 
com os números atômicos abaixo e identifique os números 
quânticos dos elétrons mais energéticos. 
 
 11 
16 
21 
24 
26 
29 
35 
55 
 
Metais 
Ametais 
 - Quebradiços, no estado sólido; 
 - Formam Compostos Covalentes (moleculares); 
 - São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade 
 (exceção para o Carbono na forma de grafite); 
 - Encontram-se nos três estados físicos: 
 Sólidos: C, P, S, Se, I e Te // Líquido:Br // gasosos: N, O,F,Cl. 
- Sólidos; exceto o Hg (25 C, 1atm); 
- Brilho característico; 
- Dúcteis (fios);- Maleáveis (lâminas); 
- São bons condutores de calor e eletricidade; 
Gases Nobres 
• São elementos inertes em condições de temperatura e 
pressão, pois apresentam oito (8) elétrons em seus 
últimos níveis (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) com a exceção do He 
(2 elétrons). 
* O hidrogênio (H), embora apareça no grupo 1, não é um 
metal alcalino, em algumas classificações este elemento 
é colocado fora da Tabela Periódica. 
Hidrogênio 
Pode ocorrer na forma de ânion, íon Hidreto H- , e de cátion, 
Hidrogênio H+ 
Metalóides ou Semimetais 
São formados pelos elementos apresentam propriedades 
intermediárias aos metais e aos ametais (B, Si, Ge, As, Sb, Te,Po) 
Metais (propriedades químicas) 
Por possuírem baixa eletroafinidade e baixa energia de ionização, 
tendem a perder elétron(s) com facilidade, formando cátions 
(ELETROPOSITIVOS) 
A reatividade dos metais esta ligado na capacidade que os 
mesmos possuem para perder elétron(s). 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Ordem crescente 
Por possuírem elevada eletroafinidade e elevada energia de 
ionização, tendem a ganhar elétron(s), formando ânions. 
Ametais (propriedades químicas) 
H 
A reatividade dos ametais esta ligado na capacidade que os 
mesmos possuem para ganhar elétron(s). 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
Propriedades Físicas 
* 
Volume Atômico (Fr, Rn) 
Densidade (Os) 
Ponto de Fusão e Ebulição (W) * 
Algumas reações: 
2Na(s) + 2H2O 2NaOH(aq) + H2(g) ΔH= -368 
Kj 
2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) ΔH= -822 Kj 
 
Ca(s)+ 2H2O Ca(OH)2(aq) + H2(g) ΔH= -431 Kj 
Ca(s)+ Cl2(g) CaCl2(s) ΔH= -796 Kj 
 
F2(g) + H2(g) 2HF(g) ΔH= -537 Kj 
Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g) ΔH= -185 Kj 
 
Tamanho 
do 
átomo