A Tabela Periódica

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Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
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A Tabela Periódica 
 
Toda teoria, hipótese e lei científica carecem sempre de observações de fenômenos e 
experimentação, de onde se colhem dados, que organizados, possam ser interpretados. Para os 
elementos químicos vale o mesmo princípio. No final do século XVII eram conhecidos apenas 14 
elementos; um século depois, já eram 33. No final do século XIX, seriam 83 e na metade do século 
XX, o número de elementos ultrapassaria 110. Conforme o número de elementos descobertos foi 
aumentando, tornou-se necessário organizá-los de forma coerente para facilitar as pesquisas, mas 
este processo foi excessivamente lento. Primeiro, os cientistas iniciaram a investigação de modelos 
para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação. A primeira classificação, 
foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades 
de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos. 
Jöns Jakob Berzelius, médico alemão, inventou os símbolos dos elementos químicos através 
de uma notação adotando a primeira letra de seu nome latino e, quando necessário, uma segunda 
letra diferenciadora. Considera-se ele o pai da Química Moderna pela sua Teoria Dualística: a menor 
porção de um corpo simples é dotada de eletricidade e alguns elementos são eletropositivos e outros, 
eletronegativos. 
 
 
Em 1817, Johann Wolfang Dörbereiner, químico alemão, se propôs a agrupar alguns 
elementos. Ele fez grupos de três elementos com propriedades semelhantes, um deles sempre 
apresentava a média aritmética das massas atômicas dos outros dois. Ele percebeu que o recém-
Português Latim Símbolo 
Nitrogênio Nitrogenium NN 
Sódio Natrium NNaa 
Potássio Kalium KK 
Criptônio Kriptonium KKrr 
Enxofre Sulphur SS 
Fluor Fluere FF 
Fósforo Phosphurus PP 
Ouro Aurum AAuu 
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descoberto elemento bromo tinha propriedades que pareciam situar-se a meio caminho entre as do 
cloro e as do iodo, já conhecidos. Döbereiner começou a estudar a lista dos elementos conhecidos, 
registrados com suas propriedades e massas atômicas e acabou descobrindo outros dois grupos de 
elementos com o mesmo padrão. O estrôncio situava-se a meio caminho (em peso atômico, cor, 
propriedades e reatividade) entre o cálcio e o bário; e o selênio podia ser igualmente situado entre o 
enxofre e o telúrio. Döbereiner chamou esses grupos de tríades, e começou uma ampla investigação 
dos elementos em busca de outros exemplos, mas não conseguiu encontrar mais. A “lei das tríades” 
de Döbereiner parecia aplicar-se a apenas nove dos 54 elementos conhecidos e foi rejeitada por seus 
contemporâneos como mera coincidência. Abaixo um exemplo de uma tríade de Dörbereiner. 
 
Média entre Cálcio (massa atômica 40) e Bário (massa atômica 137). 
 
Em 1863, Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois, Geólogo e Mineralogista francês, fez 
outra classificação dos elementos até então conhecidos, classificando-os numa ordem hierárquica 
crescente de suas massas atômicas. O cientista tomou por base um cilindro e traçou uma curva 
helicoidal, dividindo o cilindro em dezesseis partes. Sobre a já referida curva dispôs os elementos de 
modo a demonstrar que os elementos químicos de propriedades semelhantes situavam-se nas 
verticais. Ele denominou o cilindro de vis tellurique (parafuso telúrico). No centro de tudo estava o 
elemento Telúrio (Te), daí o nome. Equívocos foram percebidos após o elemento Cálcio (Ca) e suas 
idéias não receberam muita atenção devido às imprecisões, como o fato de que algumas massas 
atômicas, na época, apresentavam valores errados. 
John Alexander Reina Newlands, químico inglês, teve sua teoria ridicularizada e 
considerada um regresso ao misticismo pitagórico, por ter feito uma analogia dos elementos 
químicos com notas musicais. Seu projeto baseou-se na Lei das Oitavas, a qual ordenava os 
elementos com propriedades semelhantes em 11 grupos com uma relação de multiplicidade 8, ou 
seja, de sete em sete (dó-ré-mi-fá-sol-lá-si) as propriedades se repetiam, logo, o oitavo elemento teria 
semelhança com o primeiro, denotando uma periodicidade. Apesar da pouca importância recebida na 
época, a tabela de Newlands foi fundamental para a formulação da tabela de Mendeleev. 
40Ca 
88Sr 
137Ba 
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a) 
b) 
Figura: O parafuso telúrico de Chancourtois e b) Lei da oitavas de Newlands. 
 
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Em 1864 Lothar Meyer, químico alemão, estudou a relação existente entre o volume 
atômico dos elementos e as respectivas massas. Ele representou graficamente o volume atômico em 
função da massa atômica relativa. Os elementos lítio, sódio e potássio correspondiam aos pontos 
mais altos da curva, pois tinham grande volume para sua massa atômica. A curva terminava no 
rubídio e no césio, e foi fácil concluir que todos pertenciam à mesma família. Mas, para formar 
outros grupos foi um pouco mais complicado uma vez que era mais difícil relacionar a sua posição 
relativa. Da curva de Lothar Meyer foi possível chegar a uma classificação periódica dos elementos 
que tinham propriedades semelhantes. A curva demonstra que existe uma relação entre o volume 
atômico e a massa atômica relativa. 
 
 
Observe onde estão posicionados os metais alcalinos para entender, lá na 
frente, a variação da densidade. 
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Nascido em Tobolsk, na Sibéria, Mendeleiev foi um dos maiores gênios da Química e 
trabalhava em conjunto com Lothar Meyer. Eles começaram a estudar os elementos constituintes de 
substâncias que se nos deparam no nosso dia-a-dia, como a água, os compostos orgânicos e o sal 
(cloreto de sódio). Estavam convencidos de que todas as substâncias puras existentes, elementares ou 
compostas, eram formadas de diferentes modos, a partir das diversas classes de átomos - os 
elementos químicos - resultando daí propriedades específicas para essas substâncias. Mas a tabela 
periódica é creditada somente a Mendeleev, o que hoje é conhecida como Lei Grandiosa, de tão 
importante que foi para a ciência. Há versões que dizem que ela ocorreu por acaso, quando 
Mendeleev organizou os elementos como cartas de baralho sobre uma mesa, cada carta com o 
símbolo, a massa atômica e as propriedades físicas e químicas. Cansado, ele foi dormir e, em sonho, 
descobriu uma forma de arranjar todos os elementos. 
Mas uma versão menos fantasiosa, de que ele fez cartões contendo as propriedades de 
alguns elementos mais comuns na Natureza (hidrogênio, carbono, nitrogênio, oxigênio, cloro, etc.). 
Era um cartão para cada elemento e eles deveriam ser organizados de maneira tal que se pudesse 
verificar uma periodicidade. Os elementos ordenados segundo o valor do seu peso atômico 
apresentavam uma periodicidade nas suas propriedades. Eles deveriam, pois, ser arrumados de modo 
a que esta periodicidade fosse visível. Assim, ele tentou disporesses cartões de várias maneiras, de 
modo a encontrar a melhor forma de classificá-los. Mendeleev começou fazendo o mesmo que 
Newlands, mas com duas grandes diferenças: Mendeleev assumiu que a posição relativa de alguns 
elementos deveria ser alterada. Assim, por exemplo, o telúrio deveria ser colocado antes do iodo, 
embora a sua massa atômica relativa seja 127,60 e a do iodo seja 126,90. Assinalou também as 
inversões de outros pares de elementos como o argônio e o potássio, cobalto e níquel e tório e 
protactínio. Terminou por ter também a idéia de deixar espaços vazios, pois seu raciocínio entendeu 
que os elementos continuariam a serem descobertos. Essa foi a grande sacada, na verdade! A 
organização final da tabela periódica de Mendeleev se deu através de Séries Homólogas (colunas) 
com elementos de propriedades semelhantes e Séries Heterólogas (linhas) de propriedades 
diferentes. Os espaços vazios ficaram por conta da previsão dele de que novos elementos seriam 
descobertos e previu até sua densidade através de cálculos, como fez Dörbereiner. Veja uma 
seqüência de fotos das suas tabelas na figura abaixo, incluindo as rasuras, à medida que verificava a 
necessidade de reorganizar. Este fato já depõe contra a idéia de sonho, aventada por muitos. A 
ciência é um trabalho árduo, como descoberto por muitos cientistas ao longo da história e refletida 
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numa frase atribuída a Albert Einstein: "A genialidade é 1% inspiração e 99% transpiração". Vou 
mais longe: Só imaginamos ou fantasiamos algo quando isso for concebível como meramente lógico 
por nossas mentes. Só são concebíveis coisas em que partes dela já nos foram apresentadas antes. 
Qualquer passo além disso, o que é necessário para a evolução da ciência, requer lógica pura e 
análise de dados, uma grande quantidade de dados!!! A genialidade e ousadia de Mendeleev 
tornaram-se evidentes por ter previsto a existência de elementos então desconhecidos baseando-se na 
sua classificação. 
 
 
Figura: Tabelas de Mendeleev. 
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A eficácia da Tabela de Mendeleev (ou Quadro Periódico, como ele a chamava) foi 
grandiosa pelas impressionantes previsões que ele fez dos elementos ainda não descobertos. Por 
incrível que pareça, todas as previsões de Mendeleev se concretizaram. Em 1879, Swede Lars Nilson 
descobriu o Escândio (Sc), previsto por Mendeleiev como eka-borom. EKA significa 1 em sânscrito 
e quer dizer que fica uma linha após o elemento, na mesma coluna, ou seja, abaixo de tal elemento. 
Em 1886, German Clemens Winkler descobriu o Germânio (Ge) previsto também por Mendeleiev 
como eka-silicon (eka-silício). Uma coisa que Mendeleiev não previa era a descoberta de um novo 
grupo de elementos, os Gases Nobres, descobertos por Scot William Ramsay e colaboradores, na 
última década do século XIX. Veja abaixo a comparação entre o eka-silício e o germânio. 
A previsão só foi possível porque ele verificou que os elementos que constituíam um grupo 
eram dotados de comportamento químico semelhante. Havia um diferencial gradual nas propriedades 
reveladas pelos elementos dos vários grupos, sendo o sódio e o cloro os que mais se afastavam entre 
si pelos valores que apresentavam para essas propriedades. Percorrendo a sua tabela, de elemento 
para elemento, por ordem crescente de massas atômicas, iam-se encontrando periodicamente os 
elementos de um mesmo grupo. 
 
 
 
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O sistema periódico de Mendeleev obteve um grande êxito e é uma ferramenta 
imprescindível para os químicos atuais. Não obstante, esta classificação periódica não está isenta de 
defeitos. Assim, por exemplo, existem discrepâncias ao ordenar os elementos atendendo às suas 
massas atômicas. Também não era fácil encontrar a localização para o hidrogênio, dado que as suas 
propriedades são muito peculiares. Não existia ainda separação entre metais e não-metais. 
 
Finalmente, em 1913, o físico inglês Henry Gwin-Jeffreys Moseley descobriu o número 
atômico e deu a contribuição para construção da tabela periódica atual, baseada na ordem crescente 
dos números atômicos dos elementos e não mais na massa, como Mendeleiev propusera. Moseley 
mediu as freqüências das linhas espectrais dos raios X característicos de aproximadamente 40 
elementos. Seus trabalhos consolidaram a aceitação internacional do modelo atômico de Bohr. 
Concluiu que a ordem dos comprimentos de ondas das emissões de raios X dos elementos coincide 
com a ordem dos elementos por número atômico. Com a descoberta dos isótopos, a classificação por 
massa atômica perdeu a importância, pois a massa atômica era, na verdade, uma média de vários 
isótopos, segundo sua abundância no planeta, por isso seus valores eram fracionados. Demonstrou 
também que a carga do núcleo do átomo é o que caracteriza um elemento. Isto implica que é o 
número de prótons que determina as reações dos elementos. Por essa razão, o número de prótons 
(carga do núcleo) é denominado número atômico (número do átomo). E cada elemento apresenta um 
número atômico único. 
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A tabela atual é dividida em 7 períodos (linhas horizontais) conforme as zonas K, L, M, N, 
O, P e Q de maior probabilidade de encontrarmos um elétron e em 18 grupos ou famílias (linhas 
verticais) com elementos de propriedades semelhantes. As propriedades dos elementos químicos são 
funções periódicas do número atômico. De acordo com essa lei, os elementos químicos estão 
dispostos na tabela periódica em ordem crescente de número atômico, tabela essa organizada de 
modo a deixar clara a relação entre as propriedades dos elementos e suas distribuições eletrônicas. 
Deve-se ressaltar também que a ordem crescente de número atômico, com raríssimas exceções, 
corresponde à ordem crescente de massa. Essas exceções, aliás, foram percebidas por Mendeleev. 
Cada coluna vertical da tabela periódica agrupa uma família de elementos. Geralmente, 
aqueles que fazem parte da mesma família apresentam propriedades químicas muito semelhantes. 
Por meio da tabela periódica, tomamos conhecimento das propriedades químicas e físicas dos 
elementos, o que facilita os trabalhos de pesquisa e análise químicas. A tabela periódica é portanto, o 
"dicionário da química", de onde retiramos importantes informações dos elementos para usá-las 
adequadamente, conforme os parâmetros da linguagem da ciência química, cujos propósitos básicos 
são a montagem de fórmulas e a elaboração e uso das equações químicas. 
Cada elemento na tabela periódica indica a posição de um elemento em relação a outros 
elementos, o número do elemento, que é o número atômico (Z) deste elemento, a massa atômica (A), 
que é a média ponderada do todos seus isótopos por sua abundância no planeta e, em algumas 
tabelas, os tipos de elétrons de valência, que é a configuração eletrônica. Veja na página a seguir, 
uma tabela periódica, antes de os elementos 113, 115 e 117 serem sintetizados. O asterisco significa 
que o elemento é radioativo. Na verdade, todos os elementos podem ser radioativos, dependendo de 
qual é o isótopo que estamos nos referindo. O isótopo do carbono 12 não é radioativo, mais osisótopos 13 e 14 são. Mas, sua abundância é tão baixa em relação ao carbono 12, que a massa 
atômica do carbono é praticamente 12 (12,011). Já para o cloro, tem-se uma proporção de 3 cloro 35 
para cada cloro 37, o que faz com que a média ponderada seja 35,453. Quando um elemento 
apresenta todos os seus isótopos radiativos, então ele será considerado radioativo. 
 
 
 10
 
 
 
 11
Períodos: São as colunas horizontais. Significa que todos os elementos de uma mesma linha possuem a mesma camada de valência. 
Grupos ou Famílias: São as colunas verticais. Significa que todos os elementos de uma mesma coluna possuem o mesmo número de 
elétrons na última camada. 
 
 
Um período começa sempre com um metal alcalino (grupo IA), que abre 
uma nova camada com apenas um elétron. À medida que seguimos para a direita 
numa mesma linha (mesmo período) vão se adicionando elétrons (como função do 
número de prótons a mais que eles possuem) até alcançar o gás nobre à extrema 
direita do período. No gás nobre a camada se completa e mais um elétron significa 
abrir nova camada, portanto muda o período. 
Um grupo ou família tem sempre o mesmo número de elétrons na ultima 
camada e isso confere aos elementos muitas de suas propriedades. Alguns grupos 
têm nomes próprios, como os alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios, halogênios 
e gases nobres. Estes nomes derivam da natureza de alguns de seus elementos já 
conhecidos desde a antiguidade, como primeira forma de tentar agrupá-los segundo 
suas propriedades. Alcalino significa que ao reagir com água se produz um álcali 
(base) e alcalinos terrosos significam que estes elementos têm a mesma natureza 
que os alcalinos, mas são abundantes na terra e não no mar, devido sua menor 
solubilidade em água. Calcogênio é formador de cobre e halogênio é formador de 
sal. Gases nobres têm esse nome porque são estáveis como elemento químico e não 
reagem para formar novos compostos. A camada eletrônica de um gás nobre está 
completa e isso é o que dá estabilidade a ele como elemento químico. 
 
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Classe dos elementos 
É o agrupamento de elementos que se forma devido a sua configuração eletrônica ou de suas propriedades globais. 
Os elementos da Tabela Periódica são divididos em 2 grupos: Principal, cuja última camada ou camada de valência contem somente os orbitais s e p. Os 
grupos desta classe recebem a letra A depois do número do grupo. Outra classe é a dos Metais de Transição, cuja última camada ou camada de valência contem os 
orbitais d e f. No caso dos orbitais f, eles são conhecidos também como Terras Raras. Veja na tabela da página seguinte uma tabela periódica contendo a 
configuração eletrônica. Os grupos desta classe recebem a letra B depois do número do grupo. 
Outra classificação se dá em função de suas propriedades globais. São divididos em 4 classes: Metais, Semi-Metais (metalóides), Não Metais e Gases 
Nobres. Observe que o hidrogênio apesar de estar localizado na família IA, tem propriedades de um halogênio. Ele não pode ser considerado um halogênio 
definitivamente, pois não formam sais, já que o hidreto não é estável como os cloretos, fluoretos, etc. Ele tem a propriedade de um alcalino, pois é mais estável 
perdendo seu elétron e se tornando um cátion, o próprio próton, já que o hidrogênio contém apenas um próton e um elétron. De qualquer forma ele é um Não-
Metal e ficaria mais bem colocado em cima do flúor. Esse é a indicação de que a Tabela periódica ainda não é perfeita. Outra indicação disso está no fato da 
divisão entre Metais e Semi-Metais, e entre Semi-Metais e Não Metais não se darem em um grupo, mas sim de forma inclinada. 
 
 
 
 
 
 
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Tabela com massas atômicas mais precisas 
 
 
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A configuração da última camada 
Já vimos que assim que se completa um período, a camada se completa e o elemento que possui essa camada completa é o mais estável dentro do período. 
Ele será um gás nobre. Todos os gases nobres são estáveis, mas, quanto maior o tamanho do átomo do gás nobre e mais camadas ele tiver, mais fácil é retirar um 
elétron dele. Então, se um gás nobre tiver se que ser um íon ele será um cátion, nunca um ânion, pois não há no átomo do gás nobre força nenhuma para reter o 
elétron em sua órbita. O orbital s de maior energia sempre nos dirá qual período o elemento se encontra. Nos dois casos abaixo, observamos de trás para frente até 
encontrarmos um orbital s e vemos que período ele pertence. No caso do enxofre, trata-se do terceiro período, pois o orbital s de maior energia é o 3s. No caso do 
cádmio, trata-se do quinto período, já que o orbital s de maior energia é o 5s. 
Para formarem novos compostos, os elementos só podem perder elétrons de sua camada de valência ou ganharem elétrons até que a camada se complete. 
Um cátion alcalino que perdeu elétrons da camada de valência adquiriu a configuração eletrônica do gás nobre do período anterior ao que este elemento alcalino 
está localizado. Um ânion, quando ganha elétron adquire a configuração eletrônica do gás nobre de seu próprio período. Qualquer que seja o caso, a configuração 
será a de um gás nobre, exceto para os elementos com orbitais d e f, muitos grandes e que podem estabilizar o elemento de outras formas. O fato de a camada 
completa interna ser estável, no caso dos cátions, nos diz que ela a cada vez que uma camada se completa, ela não será mais permissível à perda de elétrons. Desse 
modo, podemos descrever a configuração eletrônica dos elementos representando o gás nobre do período logo acima do que este elemento está localizado seguido 
da configuração da camada de valência. Isso é possível, pois a camada completa referente ao gás nobre, nunca será alterada para formação de compostos, ou seja, 
nunca fará parte da valência do elemento. Assim, podemos descrever a configuração, como segue: 
4
16
2
121016 3,3[Ne] psS → em vez de: 416212610242216 3,3,2,2,1 pspssS → 
10
48
2
383648 4,5[Kr] dsCd → em vez de: 10482386361030220618212610242248 4,5,4,3,4,3,3,2,2,1 dspdspspssCd → 
 
 
 15
Observando a periodicidade nas propriedades dos elementos por sua classe. 
 
Metais Semi-Metais Não Metais Gases Nobres 
São sólidos a 25°C e 
1atm, exceto o 
mercúrio. 
São sólidos a 25°C e 1atm. 
Formam compostos 
covalentes 
(moleculares). 
São monoatômicos e inertes, 
mas podem fazer ligações em 
condições drásticas especiais. 
Têm brilho 
característico. 
Possuem algum brilho, mas muito menos 
característico do que os metais. 
São completamente 
opacos. Não aplicável. 
São bons condutores de 
calor e eletricidade. 
São semi-condutores de eletricidade 
(depende do potencial elétrico e das 
condições). 
São péssimos condutores 
de calor e eletricidade 
(exceção para o 
Carbono). 
Não aplicável. 
São eletropositivos 
(formam cátions). 
São eletropositivos ou eletronegativos 
(formam cátions ou ânions, dependendo de 
quem é o regente). 
São eletronegativos 
(formam ânions). 
São neutros, salvo exceção 
mencionada acima. 
São dúcteis e maleáveis 
(formam fios e 
lâminas). 
São macios, mas não dúcteis e nem 
maleáveis. 
Quando sólidos, são 
quebradiços. Não aplicável. 
 
 
 
 
 
 16
Tamanho dos átomos e dos íons 
Os átomos não possuem tamanhos rígidos, fixos. Seus tamanhos são áreas definidas de densidade eletrônica (onde os elétrons podem ser encontrados) que 
podem ser usadas para estimar seus raios atômicos. Quando um átomo ganha ou perde elétron, então podemos ter grandes variações no tamanho do átomo. O 
átomo termina na distância onde não há mais elétrons orbitando o núcleo. Se mais elétrons forem colocados para orbitar o núcleo, então se espera que o tamanho 
do átomo aumente. Ao contrário, se elétrons forem tirados da órbita, então se espera que o átomo fique menor. Lembre-se que o núcleo temtamanho desprezível 
perto do tamanho da elestrosfera do átomo, o que significa que o número de prótons ou nêutrons não afeta seu tamanho, apenas o equilíbrio de cargas. Para medir o 
tamanho dos átomos, podemos considerá-los como esferóides, ou seja, muito próximos de um formato de uma esfera. O tamanho de uma esfera pode ser descrito 
por apenas um parâmetro, o seu raio. Mas, para átomos que não estão livres, é muito difícil determinar exatamente seu raio. Para átomos ligados entre si que não 
possua alto grau de covalência (grande penetração das nuvens eletrônicas), pode-se usar a média da distância entre os núcleos (figura a). Mas, para átomos em 
moléculas em que há grande covalência, como no caso de uma molécula de hidrogênio H2, é preciso outra técnica. Como os dois átomos compartilham um elétron, 
os núcleos ficam mais aproximados, levando a um valor de raio menor do que o real para o átomo livre. Assim, van der Waals, propôs um cálculo de raio atômico 
baseado na metade da distância entre 2 núcleos de átomos não ligados entre si (moléculas vizinhas). Na figura b observamos esta técnica, onde há a comparação 
entre o raio covalente (menor que o correto) e o raio de van der Waals (correto). 
a) b) 
 
 17
Assim, a variação do raio atômico pode ser estabelecida como uma propriedade periódica. Veja na figura a direita, como varia o volume ou raio atômico. 
Descendo ao longo de um grupo o tamanho do átomo aumenta devido ao aumento de camadas de elétrons.O tamanho dos átomos diminui da esquerda para a 
direita ao longo de um período – possuem o mesmo número de camadas, mas os elétrons são atraídos mais fortemente pelo núcleo, comprimindo a nuvem 
eletrônica. Quanto mais elétrons e prótons entram para compor os átomos cada mais à direita no período, menos a camada interna completa consegue blindar a 
atração destes. Este efeito de blindagem é maior quando poucos elétrons estão na camada de valência acima da ultima camada interna completa. Por isso, no inicio 
do período, o tamanho é muito grande e cai à medida que vamos para a direita. 
O tamanho dos íons é função de sua carga. Para os elementos representativos, se ele for um cátion é porque perdeu elétron e deixou exposta a camada 
interna completa. Se for um ânion, é por que ele ganhou um elétron e completou a última camada. Os metais formam íons positivos (cátions), enquanto os não 
metais formam íons negativos (ânions). Assim, os íons metálicos são menores que os átomos a partir dos quais foram gerados. Logo, um cátion é sempre menor 
que o átomo correspondente. Os íons negativos são maiores que os átomos correspondentes. Logo, todo íon negativo (ânion) é maior que o átomo correspondente. 
Veja na tabela a direita à variação dos raios entre os átomos e seus íons. Os valores estão em ângstron (10-10m). 
 
 
 
 
 
 
 
 18
Energias de ionização e afinidade eletrônica 
Energias de ionização é a quantidade de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo gasoso isolado é designado 
energia de ionização. Podemos representar genericamente pela equação: M(g) ���� M+(g) + e-. A primeira energia de ionização (I1) é a energia necessária para 
remover o primeiro elétron, transformando M em M+. Par ao sódio, este valor é de 496kJ/mol: Na � Na+ + e-. A segunda energia de ionização (I2) é a energia 
necessária para remover o segundo elétron. Na+ → Na+2 + e- (4563kJ/mol). O tamanho do átomo e a carga no núcleo influenciam na energia de ionização. 
A remoção de um terceiro elétron dos elementos da família IIA é muito mais difícil do que arrancar o segundo elétron dos elementos da família IA, por dois 
motivos: Além da remoção de um terceiro elétron destruir um nível eletrônico completamente preenchido, como ocorre na família IA também, na família IIA, a 
carga nuclear é maior e o efeito de blindagem não é tão forte, de modo que os elétrons remanescentes estão mais firmemente ligados do que na família IA. 
A energia de ionização depende do tipo de elétron que é removido e do volume do átomo. Os elétrons s, p, d e f ocupam orbitais que apresentam formas 
diferentes. As energias de ionização variam na ordem decrescente: s > p > d > f, ou seja, orbitais menores dificultam a retirada de elétrons. Assim, o aumento da 
energia de ionização não varia regularmente da esquerda para a direita ao longo da tabela periódica, mas sim apenas uma tendência, representada na figura abaixo, 
à direita. De qualquer modo, quanto mais elétrons há na camada, mais difícil é retirar um elétron e quanto menor o número de camadas, mas próximos os elkétrons 
estão do núcleo e mais difícil será retirá-los. Logo, quanto menor o volume do átomo, mais difícil retirar o elétron e maior será sua energia ou potencial de 
ionização. 
Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso isolado. Não inclui os Gases 
Nobres, como mencionado anteriormente, pois não há força neles para manter o elétron orbitando e ele não liberará energia para isso. Genericamente, podemos 
escrever: A(g) + e- ���� A-(g). Para o cloro esta energia é de -349 kJ/mol, segundo a reação: Cl(g) + e- � Cl-(g). O íon cloreto (Cl-) é mais estável que o átomo Cl pois 
possui configuração eletrônica similar ao do Argônio: [Ne]3s2, 3p6 em vez de [Ne]3s2, 3p5 do átomo de cloro. Quanto menor o átomo e mais cheia a camada 
estiver, maior a afinidade eletrônica, pois maior estabilidade será obtida quando ele reter os elétrons que faltam para completar a camada de valência e obter a 
configuração eletrônica de um gás nobre. 
 
 
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A Densidade 
A Densidade é a última propriedade periódica que veremos, apesar de apresentar uma variação não óbvia quanto às outras. Os pontos de fusão e ebulição 
também são propriedades periódicas, mais sua variação é ainda menos óbvia do que a densidade e não apresentaremos aqui. A densidade é a razão entre a massa e 
o volume do elemento. Então, se a massa de dois corpos forem a mesma, então quanto menor for o volume de um corpo mais denso ele será. E o inverso é 
verdadeiro. Se os volumes forem os mesmos, então quanto maior a massa de um corpo, mais denso ele será, e o inverso é verdadeiro. Logo, dizemos que a massa é 
proporcional à densidade enquanto o volume é inversamente proporcional à densidade. Na tabela periódica, a densidade cresce das extremidades para o centro e de 
cima para baixo, ou seja, o ósmio e irídio, mais em baixo e mais ao centro da tabela, são os elementos mais densos. E porque isso ocorre? Se voltarmos a página 4, 
veremos que o volume atômico tem uma tendência de se reduzir da esquerda para direita e de aumentar de cima para baixo. De fato, o aumento de cima para baixo 
não apresenta exceções, mas a redução de volume da esquerda para a direita apresenta sim. O volume atômico começa a aumentar novamente a partir do centro da 
tabela, a medida que seguimos para a direita, o que faz com que a densidade comece a se reduzir. 
Na figura à direita vemos um resumo das propriedades periódicas apresentadas até agora. 
 
 
Densidade Potencial de ionização; Eletroafinidade. 
Eletropositividade; Raio atômico 
Densidade