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PROPRIEDADES
PERIÓDICAS
Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 
Profa. Dra. ANA MARIA PIRES
Bibliografia:
-L. Jones and P. Atkins – Chemistry Molecules, Matter and 
Change 4.0 – Instructor’s Resource CD-ROM, W. H. 
Freeman and Company, New York, 2000.
- T.L. Brown, H.E. Lemay Jr. and B.E. Bursten – Química, A 
Ciência Central, 9a Edição, Pearson, 2005.
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-H. Bruce Mahan – Química: um curso universitário.
-John B. Russel – Química Geral – McGraw Hill.
-F. Albert Cotton - Química Objetiva.
-Izrael Mordka Rozenberg – Química Geral, 2002.
•Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos.
•A maior parte dos elementos foi descoberta entre 
1735 e 1843.
O O desenvolvimentodesenvolvimento
dada tabelatabela periódicaperiódica
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1735 e 1843.
•Como organizar 115 elementos diferentes de 
forma que possamos fazer previsões sobre 
elementos não descobertos?
O O desenvolvimentodesenvolvimento dada tabelatabela periódicaperiódica
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências 
nas propriedades químicas e físicas. 
• Na primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenaram os 
elementos em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema! 
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Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais 
adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, 
o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. 
Ele previu um número de propriedades para este elemento. 
Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão de Mendeleev.
Dmitri Mendeleev (1869)
Em 1869 Mendeleev (Rússia) e Lothar Meyer (Alemanha) publicaram 
esquemas de classificação quase idênticos para os elementos conhecidos 
até então. Mendeleev propôs uma tabela baseada nas relações entre as 
massas atômicas e as propriedades físicas e químicas dos elementos.
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I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A VIII A
1 1 2
1 H H He
1.008 1.008 4.0026
3 4 5 6 7 8 9 10
2 Li Be B C N O F Ne
6.939 9.0122 10.811 12.011 14.007 15.999 18.998 20.183
11 12 13 14 15 16 17 18
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
22.99 24.312 26.982 28.086 30.974 32.064 35.453 39.948
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
39.102 40.08 44.956 47.89 50.942 51.996 54.938 55.847 58.932 58.71 63.54 65.37 69.72 72.59 74.922 78.96 79.909 83.8
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
A Tabela Periódica Moderna
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37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
85.468 87.62 88.906 91.224 92.906 95.94 * 98 101.07 102.91 106.42 107.9 112.41 114.82 118.71 121.75 127.61 126.9 131.29
55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
6 Cs Ba **La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
132.91 137.33 138.91 178.49 180.95 183.85 186.21 190.2 192.22 195.08 196.97 200.29 204.38 207.2 208.98 * 209 * 210 * 222
87 88 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112 114 116 118
7 Fr Ra ***Ac Rf Ha Sg Ns Hs Mt Uun Uuu Unb Uuq Uuh Uuo
* 223 226.03 227.03 * 261 * 262 * 263 * 262 * 265 * 268 * 269 * 272 * 277 *285 *289 *293
Based on symbols used by ACS S.M.Condren 1999
58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
* Designates that **Lanthanum Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
all isotopes are Series 140.12 140.91 144.24 * 145 150.36 151.96 157.25 158.93 162.51 164.93 167.26 168.93 173.04 174.97
radioactive 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
*** Actinium Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Series 232.04 231.04 238.03 237.05 * 244 * 243 * 247 * 247 * 251 * 252 * 257 * 258 * 259 * 260
O desenvolvimento O desenvolvimento 
da tabela periódicada tabela periódica
•A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem 
crescente de número atômico.
Carga nuclear efetiva
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•A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em 
um átomo polieletrônico.
•A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido 
ao efeito dos elétrons internos.
Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva
•Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos 
elétrons que os protegem da carga nuclear. 
•A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua 
distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
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•Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), 
a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui.
•Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef
diminui.
Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva
•Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e 
números de nós diferentes.
•Considere:
He: 1s2, 
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Ne: 1s2 2s22p6
Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.
•A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se 
encontrar um elétron a uma determinada distância.
He: 1s2, 
Ne: 1s2 2s22p6
Mg: 1s2 2s22p6 3s2
Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.
Mg (Z=12)
Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos 
e dos íonse dos íons
•Considere uma molécula 
diatômica simples.
•A distância entre os dois núcleos 
é denominada distância de 
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é denominada distância de 
ligação.
•Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade 
da distância de ligação é 
denominada raio covalente do 
átomo.
Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos 
e dos íonse dos íons
•Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do
orbital aumenta.
•Considere os orbitais s.
•Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho
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•Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho
quando n aumenta.
•A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de
relevos.
•Mapas de relevos são pontos conectados de densidade
eletrônica igual.
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TamanhoTamanho dos dos átomosátomos e dos e dos íonsíons
Tendências periódicas nos raios atômicos
•Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, 
as propriedades dos elementos variam periodicamente.
•O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela 
periódica.
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•Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
•Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-
se menores.
Existem dois fatores agindo:
•Número quântico principal, n, e
•a carga nuclear efetiva, Zef.
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Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos 
e dos íonse dos íons
Tendências periódicas nos raios atômicos
•À medida que o número quântico principal aumenta (ex., 
descemos em um grupo), a distância do elétron mais 
externo ao núcleo aumenta. 
Conseqüentemente, o raio atômico aumenta.
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Conseqüentemente, o raio atômico aumenta.
•Ao longo de um período na tabela periódica, o número deelétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a 
carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a 
atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. 
Essa atração faz com que o raio atômico diminua.
Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos 
e dos íonse dos íons
Tendências nos tamanhos dos íons
•O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto 
iônico.
•O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do 
número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de 
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número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de 
valência.
•Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores 
do que os átomos que lhes dão origem.
•Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são 
maiores do que os átomos que lhe dão origem.
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Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos 
e dos íonse dos íons
Tendências dos tamanhos dos íons
•Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à 
medida que descemos em um grupo na tabela periódica.
•Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo 
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•Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo 
número de elétrons.
•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, 
os íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
•A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia 
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) → Na+(g) + e-.
•A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para 
remover um elétron de um íon gasoso: 
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remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g) → Na2+(g) + e-.
•Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para 
se remover o elétron.
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando 
um elétron mais interno é removido.
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
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Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
•A energia de ionização diminui à medida que descemos em um 
grupo. 
•Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente
removido ao descermos em um grupo.
•À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover 
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•À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover 
um elétron do orbital mais volumoso.
•Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do 
período.
•Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica
mais difícil remover um elétron.
•São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a 
remoção do quarto elétron p.
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Tendências periódicas nas 
primeiras energias de ionização
•Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
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•Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, 
aumenta a repulsão elétron-elétron. 
Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é 
mais estável do que a configuração inicial s2p4. 
Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Configurações eletrônicas de íons
•Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital 
com o maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) 
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•Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo 
valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6) 
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
•A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
•A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um 
átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e-→ Cl-(g)
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•A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o 
exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e-→Ar-(g)
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
•Analise as configurações eletrônicas para determinar se a 
afinidade eletrônica é positiva ou negativa. 
•O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que 
tem uma energia significativamente maior do que a energia do 
orbital 3p.
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orbital 3p.
Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
Metais, nãoMetais, não--metais metais 
e metalóidese metalóides
Metais
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MetaisMetais, , nãonão--metaismetais
e e metalóidesmetalóides
Metais
•O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais: 
(brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam 
sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em 
solução aquosa).
•O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um 
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•O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um 
grupo.
•O caráter metálico diminui ao longo do período.
•Os metais têm energias de ionização baixas.
•A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
Metais, nãoMetais, não--metais metais 
e metalóidese metalóides
Metais
•Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions 
característicos.
•Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
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•Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
•Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
•A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
Metais
Metais, nãoMetais, não--metais metais 
e metalóidese metalóides
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Metais, nãoMetais, não--metais metais 
e metalóidese metalóides
Metais
•A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água→ hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
Não-metais
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Não-metais
•Os não-metais apresentam um comportamento mais variado 
do que os metais.
•Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais 
tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
Metais, nãoMetais, não--metais metais 
e metalóidese metalóides
Não-metais
•A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água → ácido
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq)
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Metalóides
•Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os 
metais e os não-metais.
•Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
•Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
Elementos do Grupo 14
Si Ti
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C (grafite)
Ge Pb
Elementos do Grupo 16
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O2 S8 Se Te
Note a tendênciade não metal para metalóide.
B
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B
Si
Tem relação diagonal, são ambos sólidos brilhantes com alto 
ponto de fusão, além de similaridades químicas.
Sc
Ti
V Cr Mn
Elementos de Metais de Transição
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Fe Co Ni
Cu
Zn
TendênciasTendências de de grupogrupo parapara osos
metaismetais ativosativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
•Todos os metais alcalinos são macios.
•A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M →M+ + e-
•A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
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•A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
•Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás
hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)
Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os 
metais ativosmetais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
•Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem 
com o O2:
4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido)
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2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) → KO2(s) (superóxido)
•Os metais alcalinos emitem cores características quando 
colocados em uma chama à alta temperatura.
•O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando 
retorna ao estado fundamental.
Grupo 1A: os metais alcalinos
TendênciasTendências de de grupogrupo parapara osos metaismetais ativosativos
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Li Na K Rb
Grupo 1A: os metais alcalinos
Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os 
metais ativosmetais ativos
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Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
TendênciasTendências de de grupogrupo parapara osos
metaismetais ativosativos
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Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os 
metais ativosmetais ativos
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
•Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os
metais alcalinos.
•A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
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•A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M →→→→M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) →→→→MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) →→→→ 2MgO(s)
•O Be (1s2 2s2) não reage com água. 
•O Mg (1s2 2s2 3s2 ) reagirá apenas com o vapor de água. 
•Do Ca (1s2 2s2 3s2 4s2 ) em diante:
Ca(s) + 2H2O(l) →→→→ Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Tendências de grupo para Tendências de grupo para 
alguns nãoalguns não-- metaismetais
Hidrogênio
•O hidrogênio é um elemento singular.
•Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, 
H2.
•Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar
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•Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar
o íon hidreto, H�-, como perder seu elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g) →→→→ 2NaH(s)
2H2(g) + O2(g) →→→→ 2H2O(g)
•O H+ é um próton.
•A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
Tendências de grupo para alguns Tendências de grupo para alguns 
nãonão-- metaismetais
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Tendências de grupo para Tendências de grupo para 
alguns nãoalguns não-- metaismetais
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
•Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é 
um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
•Há duas formas importantes de oxigênio: O e ozônio (O ). O 
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•Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O 
ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:
3O2(g) →→→→ 2O3(g) ∆∆∆∆H = 284,6 kJ
.
•O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
Descarga elétrica
Tendências de grupo para alguns nãoTendências de grupo para alguns não--
metaismetais
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
•O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação
potente, uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás
nobre.
•Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por
exemplo, H2O) e 1- (por exemplo, H2O2).
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•O enxofre é outro importante membro desse grupo.
•A forma mais comum do 
enxofre é o S8 amarelo.
•O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
Grupo 7A: os halogênios
Tendências de grupo para alguns nãoTendências de grupo para alguns não--
metaismetais
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Tendências de grupo para Tendências de grupo para 
alguns nãoalguns não-- metaismetais
Grupo 7A: os halogênios
•A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um 
elétron para formar um ânion:
X2 + 2e-→→→→ 2X-.
•O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
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•O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
2F2(g) + 2H2O(l) →→→→ 4HF(aq) + O2(g) ∆∆∆∆H = -758,9 kJ.
•Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
Tendências de grupo para Tendências de grupo para 
alguns nãoalguns não-- metaismetais
Grupo 7A: os halogênios
•O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é 
produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl):
2NaCl(aq) + 2H2O(l) →→→→ 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
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•A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) 
que desinfeta a água de piscina: 
Cl2(g) + H2O(l) →→→→ HCl(aq) + HOCl(aq).
•Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos
fortes, com exceção do HF.
Grupo 8A: os gases nobres
TendênciasTendências de de grupogrupo parapara algunsalguns nãonão--
metaismetais
Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 
Tendências de grupo para Tendências de grupo para 
alguns nãoalguns não-- metaismetais
Grupo 8A: os gases nobres
•Todos esses são não-metais e monoatômicos.
•Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e 
p completamente preenchidos.
Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 
•Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: 
XeF2, XeF4 e XeF6.
•Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres
conhecidos são o KrF2 e o HArF.