Cap. 02 - Periodicidade Química

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PERIODICIDADE QUÍMICA 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
• Os cientistas buscam ordem nos fatos sob observação, de tal maneira que regularidades, 
tendências, irregularidades e diferenças de modo que alguma lei possa ser estabelecida. 
• A maior parte dos elementos da tabela periódica foi descoberta entre 1735 e 1843. 
• Atualmente são 118 elementos; 
• Como organizar 118 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre 
elementos não descobertos? 
HISTÓRICO 
• Na Grécia antiga reconhecia-se apenas quatro elementos 
o terra, água, ar e fogo (baseados nos 12 signos do zodíaco). 
• Alguns filósofos acreditaram que esses diferentes elementos consiste de componentes 
microscópicos com diferentes formas (sólidos platônicos); 
o O que explica as várias propriedades destes elementos. 
• Acreditava-se que a Terra consistia em partículas cúbicas 
microscópicas; 
o explica por que era difícil mover a terra. 
• A liquidez da água foi explicado por um apelo ao formato 
icosaédrico; 
• O fogo foi mostrava-se doloroso ao toque pois consistia de 
partículas afiadas em forma de tetraedros. 
• O ar deveria consistir de octaedros 
• Mais tarde, um quinto sólido platônico, o dodecaedro, foi 
descoberto;	
   
o Levando à proposta da existência de um quinto 
elemento, 
§ quintessência, ou éter. 
• Embora a ideia dos sólidos platônicos seja incorreta do ponto de vista moderno esta foi a 
origem da noção de que as propriedades macroscópicas das substâncias são regidos pelas 
suas estruturas microscópicos. 
 
A DESCOBERTA DOS ELEMENTOS 
• Alguns elementos, como ferro, cobre, ouro e outros metais, são conhecidos desde a 
antiguidade. 
o Historiadores e arqueólogos se referem a certas épocas da história humana como a 
Idade do Ferro, ou Idade do Cobre. 
• Os alquimistas adicionaram vários elementos à lista, 
o o mercúrio, enxofre e fósforo. 
• A descoberta da eletricidade permitiu aos químicos isolar muitos dos elementos mais reativos 
o O cálcio, bário, magnésio, sódio e cloro. 
• Após a descoberta da radioatividade e a fissão nuclear, tornou-se possível preencher as 
demais lacunas na tabela periódica. 
o Uma última lacuna preenchida foi o elemento 43, que ficou conhecido como tecnécio 
 
A LEI PERIÓDICA 
A tentativa de organização dos elementos surgiu e se desenvolveu muito antes de se desvendar a 
estrutura atômica. 
• 1815 – Willian Prout sugeriu que todos os elementos tratavam-se de condensações de 
átomos de hidrogênio. 
• 1829 Johann W. Döbereiner, Observou a semelhança entre as propriedades de certo grupo 
de três elementos (triades Döbereiner). Estes elementos incluíam cloro, bromo e iodo; 
cálcio, estrôncio e bário e enxofre, selênio e telúrio. 
Cubo
Octaédro
Dodecaédro
Icosaédro
Tetraédro
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o O membro do meio da tríade tinha peso atômico próximo da media aritmética dos 
pesos atômicos do outros dois. 
• 1864 John Newlands notou que se os elementos fossem tabelados seguindo-se o aumento 
do peso atômico haveria repetição nas propriedades a cada oito elementos 
o Lei das oitavas: Havia alguma conexão mística entre os elementos e a musica. 
o A teoria pareceu ridícula na época e ficou no esquecimento por 23 anos. 
 
Uma representação alternativa para a tabela periódica, proposta por Charles Janet em 1928. 
• 1869 – Dimitri Ivanovich Mendeleev e Julius Lothar Meyer (trabalhando independentemente) 
desenvolveram o conceito de periodicidade. 
o Observou-se que propriedades tais como ponto de fusão, dureza e densidade 
poderiam ser representadas graficamente em função do seu peso atômico. 
o Uma curva periódica era obtida em cada caso. 
o Mendeleev publicou sua própria versão da tabela periódica e continuou o trabalho de 
modo a revisar e melhorar sua tabela. 
• Lei Periódica – Quando os elementos são organizados em ordem crescente de massa 
atômico, certas propriedades reincidem periodicamente. 
o Quando um evento se repete regularmente em função de um determinado parâmetro. 
• Cada intervalo entre uma repetição e outra é chamado de período. 
 
Tabela periódica de Mendeleev publicada em 1872. Note os espaços deixados para os elementos com massas atômicas 44, 
68, 72 e 100. 
• Mendeleev colocou os elementos com propriedades semelhantes na mesma coluna 
o usou o padrão periódico para prever as propriedades de elementos ainda não 
descobertos; 
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§ Quando a tabela periódica de Mendeleev foi publicada elementos como gálio, 
escândio e germânio ainda eram desconhecidos. 
• as propriedades do gálio estavam de acordo com as previstas para o 
eka-alumínio. 
• Observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, deixando 
uma vacância abaixo do Si, o eka-silício. 
§ As propriedades previstas para o eka-silício estão em concordâncias para as 
observadas para o Germânio. 
• Mendeleev foi capaz de corrigir valores de massa 
atômica através de sua tabela; 
• O valor de massa atômica do índio era 76; 
o Formaria óxido com fórmula InO; 
o O In seria um não metal; 
• Mendeleev propôs que a fórmula do óxido de índio 
seria In2O3 e corrigiu sua massa atômica para 113 
colocando o elemento junto com os metais. 
o Usando o mesmo raciocínio a massa atômica 
do Be e U foram corrigidas; 
• Quando a ordem por massa atômica não encaixavam outras propriedades, ele reordenava 
por outras propriedades. 
o Te (127) e I (126); 
 
A TABELA PERÍODICA MODERNA 
• Em 1913 Henry Moseley desenvolveu o conceito de número atômico e esclareceu alguns 
problemas nas versões anteriores da tabela periódica. 
• Moseley verificou que o número atômico aumentava na mesma ordem da massa atômica; 
• As discrepâncias agora faziam sentido; 
• Os estudos de Moseley permitiram identificar os buracos na tabela periódica, levando a 
descoberta de novos elementos. 
• A tabela periódica moderna é organizada em ordem crescente de número atômico (Z). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Massa atômica
Densidade
Calor específico
Ponto de fusão
Fórmula do óxido
Densidade do óxido
Fórmula do cloreto
P.E. do cloreto
Propriedades do germânio Previstas em 1871 Observadas em 1886
Comparação entre as propriedades do germânio - 
previstas por Mendeleev e realmente observadas.
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Elem
entos do grupo principal
(bloco p)
Elem
entos de transição
(bloco d)
Elem
entos 
do grupo principal
(bloco p)
Elem
entos de transição interna (bloco f)
Lantanídeos
A
ctinídeos
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PENETRAÇÃO E BLINDAGEM 
• O modelo da mecânica quântica fornece uma descrição do átomo de hidrogênio concordante 
com os dados experimentais. O modelo só seria útil se descrever bem as propriedades de 
todos os outros átomos. 
• Embora átomos poli eletrônicos possam ser prontamente descrito em termos da mecânica 
quântica, a equação de Schrödinger para estes átomos não pode ser resolvida com precisão 
devido à dificuldade em lidar com as repulsões entre oselétrons. 
o Como as posições dos elétrons são desconhecidas, as repulsões elétron-elétrons não 
podem ser calculado com exatidão (problema de correlação eletrônica). 
§ Ocorre com todos os átomos poli eletrônicos. 
• Para lidar com estes sistemas deve-se tratar cada elétron como se estivesse se movendo em 
um campo de carga que é o resultado líquido da atração nuclear e a média das repulsões 
entre todos os outros elétrons.	
  	
  
o Considere um átomo poli eletrônico, vamos destacar o elétron mais externo e 
considerar as forças que atuam sobre este elétron. 
o O elétron é atraído pelo núcleo mas também sente as repulsões causada pelos outros 
elétrons internos. 
o A consequência disso é que o elétron não é tão fortemente atraído pelo núcleo como 
deveria se os outros elétrons não estivessem presente. 
§ Diz que o elétron sofre o efeito da blindagem da ação do núcleo pela 
repulsão dos outros elétrons. 
• São Átomos hidrogenóides 
o Os orbitais para estes átomo tem a mesma forma que as do átomo de hidrogênio mas 
seus tamanhos e energias são diferentes devido às interações nucleares e 
repulsões elétron-elétron. 
• Para um dado nível quântico principal os orbitais variam de energia como: 
Ens < Enp < End < Enf 
• Observando os perfis de probabilidade radial destes orbitais 
observa-se que o orbital 2p tem máxima probabilidade mais 
perto do núcleo do o orbital 2s. O orbital 2p deveria ter menor 
energia do que o 2s? 
• Para o orbital 2s observa-se uma pequena corcova de 
densidade eletrônica muito perto do núcleo significando que, 
apesar de um elétron no orbital 2s passa a maior parte de seu 
tempo mais longe do núcleo do que no orbital 2p, ele gasta 
uma quantidade pequena, mas muito significativa, de tempo 
muito perto do núcleo. 
• Diz-se que o elétron 2s penetra mais no núcleo do que o orbital 
2p (efeito de penetração) 
• De modo geral, a penetração e o efeito de blindagem fazem 
com que os níveis e energia se desdobrem em subníveis com 
diferentes energias; 
• Quanto menor o valor l de uma orbital, mais os elétrons penetrarão sendo maior a atração 
pelo núcleo. 
• Para um dado valor de n, quanto menor o valor de l, menor a energia do subnível. 
 
CARGA NUCLEAR EFETIVA (Zeff) 
• A chave para entender as propriedades periódicas é o conceito da carga nuclear efetiva, Zeff. 
• A carga nuclear efetiva representa a quantidade de carga sentida por um elétron de valência 
em um átomo poli eletrônico. 
• A carga nuclear efetiva atuando sobre um dado elétron é igual à carga do núcleo, Z, (número 
atômico) menos uma constante de blindagem, σ, que leva em consideração o efeito de 
blindagem dos elétrons causado pelos elétrons mais internos. 
Zeff = Z −σ 
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• Em muitos casos, σ é tomada como um inteiro que representa o número de elétrons do 
caroço. 
• Para o átomo de neônio que tem configuração 1s22s22p6 a carga nuclear efetiva sobre os 
elétrons de valência deve levar em consideração a blindagem devido os elétrons 1s. Logo σ 
= 2, então Zeff = 10 – 2 = +8; 
• Fazer esta consideração indica que os elétrons 1s do neônio blindam igualmente os elétrons 
2s e 2p como se eles estivessem igualmente distantes do núcleo. 
• Os elétrons 2s e 2p não blindam um ao outro. 
• Esta estimativa do valor de σ faz com que a carga nuclear efetiva para qualquer gás nobre 
seja igual a 8; 
o carga nuclear efetiva igual ao número do grupo. 
 
REGRAS DE SLATER: REGRAS EMPÍRICAS PARA DETERMINAR O VALOR DE σ 
• J. S. Slater (1930) formulou um conjunto de regras empíricas para determinar valores para a 
constante de blindagem, σ. 
• As regras de Slater para determinar a constante de blindagem são: 
1. Quando se escrever a configuração eletrônica de um elemento, agrupe os orbitais na 
seguinte ordem: (1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (5s, 5p)... 
2. Para estabelecer a constante de blindagem para qualquer elétron, some as seguintes 
contribuições: 
a) Contribuem com zero qualquer elétron em grupos fora (a direita) do grupo do elétron 
que está sendo considerado. 
b) Contribuem com 0,35 os outros elétrons no mesmo grupo do elétron que está sendo 
considerado; exceto elétrons em orbitais 1s que contribuem com 0,3) 
i. Se o elétron a ser considerado em um grupo (ns, np), os elétrons no próximo 
nível (n – 1) contribuem com 0,85 enquanto que os elétrons no nível (n – 2) 
ou inferiores contribuem com 1,00. 
c) Se o elétrons a ser considerado estiver em um grupo (nd) ou (nf); 
i. elétrons no mesmo grupo (nd) ou (nf) contribui com 0,35. 
ii. todos os elétrons em grupos internos (à esquerda) ao elétron considerado 
contribuem com 1,00. 
• Ou seja: 
Zeff = Z −σ 	
  
onde:
σ = elétrons no grupo n x 0,35*( ) + elétrons no grupo (n -1) x 0,85**( ) + elétrons nos demais grupos internos x 1,00( ){ }
*Se o elétron consderado estiver em orbitais 1s contribue com 0,3
**Se o elétron considerado estiver em orbitais (nd) ou (nf) os elétrons internos contribuem com 1,00.
 
• para o átomo de Ne (Z = 10) a carga nuclear efetiva pode ser calculada como: 
Zeff = 10 – [(0,35 x 7) + (0,85 x 2)] = +5,85 
• Este valor é bem abaixo do valor calculado (+8) considerando apenas os elétrons do caroço; 
• O valor é consistente com a ideia de que os elétrons 2s e 2p blindam-se uns aos outros da 
carga do núcleo; 
Exemplo. Fe (Z = 26) 
(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d6)(4s2) 
4s : (0,35x1) + (0,85x14) + (1,00x10) = 22,25⇒ Zeff (4s) = + 3,75
3d : (0,35x5) + (1,00x18) = 19,75⇒ Zeff (3d) = + 6,25
3s,3p : (0,35x7) + (0,85x8) + (1,00x2) = 11,25 ⇒ Zeff (3s,3p) = +14,75
2s,2p : (0,35x7) + (0,85x2) = 4,15 ⇒ Zeff (2s,2p) = + 21,85
1s : (0,3x1) = 0,30 ⇒ Zeff (1s) = + 25,7
 
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TENDÊNCIAS PERIÓDICAS: RAIO ATÔMICO 
• Para entender as propriedades dos átomos, devermos nos familiarizar 
com a intensidade da força de atração entre o núcleo e os elétrons 
mais externos que depende da carga nuclear efetiva (Zeff).	
   
• Assim como o tamanho de um orbital não pode ser exatamente 
especificado, O tamanho do átomo também não. 
• Os valores para os raios atômicos podem ser obtidos através da 
medição das distâncias entre os átomos de compostos químicos. 
• Representa uma das propriedades mais importantes dos átomos. 
• A distância entre os dois núcleos idênticos é denominada comprimento 
da ligação. 
o Metade desta distância é denominada o raio covalente. 
o Se o elemento é um metal, o raio atômico é a metade da 
distância entre os centros de átomos vizinhos em uma 
amostra sólida; 
• O tamanho atômico influencia outras propriedades atômicas e é critico 
para o entendimentos do comportamento dos elementos. 
• Nos elementos representativos o raio atômico 
varia tanto dentro do grupo quanto no período resultado 
de duas influências opostas: 
1. Alterações no valor de n. À medida que o 
número quântico principal (n) aumenta, a probabilidade 
de que os elétrons externos passem mais tempo longe do 
núcleo aumenta; os átomos crescem; 
2. Alterações na Zeff. À medida que a carga 
nuclear efetiva (Zeff) aumenta, os elétrons externos são 
puxados para mais próximo do núcleo, assim, os átomos 
encolhem. 
• O efeito líquido dessas influências depende da 
blindagem cada vez maior da carga nuclear pelos 
elétrons internos. 
1. Descendo em um grupo, n domina. Cada 
membro tem mais um nível de elétrons internos que 
protegem os elétrons externos de modo muito eficaz.Mesmo que os cálculos mostrem um pequeno aumento 
em Zeff o aumento no rio atômico é resultado do aumentar 
o valor n. 
2. Ao longo de um período, Zeff domina. Ao 
longo de um período os elétrons são adicionados ao 
mesmo nível externo, a blindagem pelos elétrons do 
caroço não muda. Elétrons no mesmo nível blindam-se 
ineficazmente, A Zeff sobre os elétrons externos aumenta 
e estes são puxados para mais perto o núcleo contraindo 
a nuvem eletrônica. 
• Esta tendência funciona muito bem para os 
elementos do grupo principal mas não consistente para 
os elementos de transição; 
 
Comprimento 
da ligação
Raio 
covalente do Cl
Raio 
covalente do Cl
Raio 
covalente do C
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• À medida que se move da esquerda para a direita o átomo encolhe de tamanho através dos 
dois ou três primeiros elementos de transição, devido ao aumento da carga nuclear. 
• A partir de então, o tamanho permanece relativamente constante, pois a blindagem pelos 
elétrons d internos contrabalança o aumento na Zeff. 
 
 
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS: ENERGIA DE IONIZAÇÃO, EI 
• energia de ionização representa a energia (em kJ) que é necessária para remover 
completamente um mol de elétrons de um mol de átomos ou íons gasosos; 
• Para separar um elétron de um átomo deve-se fornecer energia para superar a atração da 
carga nuclear; 
o Energia sendo fornecida, EI é sempre positiva (endotérmica). 
• Átomos com muitos elétrons podem perder mais de um elétron; 
• A primeira energia de ionização, EI1, remove o elétron mais externo do um átomo gasoso: 
Átomo(g) → Íon+(g) + e- ΔE = EI1 > 0 
• A segunda energia de ionização, EI2, remove o segundo elétron que puxado para fora dede 
um íon carregado positivamente: 
Íon+(g) → Íon2+(g) + e- ΔE = EI2 (sempre) > EI1 
VARIAÇÕES NA PRIMEIRA ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
• Os elementos mostram um padrão periódico na primeira energia de ionização; 
• 
• Descendo em um grupo: Aumenta o valor de n, aumentando o tamanho do átomo. 
a. Torna-se mais fácil remover um elétron do átomo mais volumoso pois o elétron 
aumenta cada vez mais a distância entre o elétron e núcleo, reduz-se a força de 
atração núcleo-elétron; 
b. A única exceção significativa a este padrão ocorre no Grupo 3A (13) logo após a série 
de transição; 
c. Diminui do boro (B) para alumínio (Al), mas não para o resto do grupo. 
i. O preenchimento dos subníveis d nos períodos 4, 5 e 6 resulta em uma Zeff 
maior do que o esperado, mantendo os elétrons externos mais firmemente 
ligados aos elementos de maior raio 3A. 
2. Ao longo de um período: À medida que se mover da esquerda para a direita em um 
período, o valor de n para o orbital não muda, aumenta Zeff e diminui o tamanho atômico. A 
atração entre núcleo e elétrons externos aumenta, o que torna um elétron mais difícil de 
remover. 
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• Exceto no 3A(13) do boro para o alumínio e no 6A (16) do oxigênio para o enxofre. 
 
 
• Estas irregularidades na tendência da energia de ionização podem ser explicadas. 
o Caso da diminuição de EI do Be ao B; 
§ Os elétrons nos orbitais s são mais eficazes em blindar os elétrons nos 
orbitais p do que se blindarem. 
o A diminuição de EI do N a O 
§ À medida que adicionamos elétrons aos orbitais p, aumenta a repulsão 
elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração 2s22p3 
resultante é mais estável do que a configuração inicial 2s22p4. Portanto, há 
uma diminuição na energia de ionização. 
 
 
REMOÇÃO SUCESSIVA DE ELÉTRONS 
• As sucessivas energias de ionização de um dado elemento aumentam pois cada elétron é 
puxado para fora de um íon com carga cada vez mais positiva. 
• Este aumento não é suave e sim na forma de saltos. 
o A remoção sucessiva de elétrons requer mais energia; 
• Este salto aparece após a remoção dos elétrons externos (valência), sendo necessário uma 
Be
!" !"
1s 2s 2p
B !" !"
1s 2s 2p
!
Be+ !" !
1s 2s 2p
Para ionizar o Be deve-se desfazer um subnível preenchido, mais energia
B+ !" !"
1s 2s 2p
Quando se ioniza o B, obtém-se um subnível preenchido, menos energia
Para ionizar o N desfaz-se um subnível semi-preenchido, custo extra de energia
N+ !" !"
1s 2s 2p
!!
!"O !" !"
1s 2s 2p
!!
N !" !"
1s 2s 2p
!!!
!O+ !" !"
1s 2s 2p
!!
Quando se ioniza o O, obtém-se um subnível semi-preenchido, custa menos 
energia.
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energia muito maior para remover um elétron mais interno (caroço). 
• Para o (B): EI1 é menor que EI2, que é menor do que EI3, que é muito inferior à EI4; 
o O boro tem três elétrons de valência (1s22s22p1). A energia necessária para remover 
os elétrons do núcleo é significativamente maior, por isso eles não estão envolvidos 
em reações química. 
 
 
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS: AFINIDADE ELETRÔNICA, AE 
• Alguns átomos têm atração por elétrons podendo adquirir um ou mais elétrons para forma um 
íon negativo. 
• A afinidade eletrônica representa a variação de energia (kJ) quando um mol de átomos ou 
íons gasosos ganha um mol de elétrons para formar um ânions gasosos: 
átomo(g) + e- → íon-(g) ∆E = AE 
• Na maioria dos casos, energia é liberada quando o primeiro elétron é adicionado pois é 
fortemente atraído pela carga nuclear do átomo. 
• A 1a. afinidade eletrônica é normalmente negativa ( reação exotérmica); 
o Afinidade eletrônica positiva, indica a formação de um íon instável. 
• A segunda afinidade eletrônica é sempre positiva pois deve-se absorver energia para superar 
as repulsões eletrostáticas e adicionar outro elétron ao íon negativo; 
• Outros fatores além da Zeff e do tamanho atômico governam a afinidade eletrônica; 
• A tendência não é tão regular quantos para as duas outras propriedades periódicas; 
• Um átomo de um elemento do lado direito de um período, maior Zeff, deve adicionar um 
elétron mais facilmente do que um átomo de um elemento do lado esquerdo do período. 
o Liberar mais energia e têm 
valores mais negativos 
para as suas afinidades 
eletrônicas. 
• Descendo um grupo, adicionar um 
elétron a um átomo grande, como 
iodo deve ser menos favorável do 
que a adição de um elétron a um 
átomo menor como o cloro. 
o O elétron adicionado ao 
átomo maior está mais 
distante da carga nuclear. 
 
A afinidade eletrônica exibe uma série de exceções a essas regras: 
• Observam-se exceções horizontais nos elementos do grupo 1(1A) para os elementos do 
grupo 2 (2A) e nos elementos do grupo 4 (4A) para os elementos do grupo 5 (5A).	
   
• Comparando a afinidade eletrônica do berílio (0) com a do lítio (-60 kj/mol) explica-se 
baseado na configuração eletrônica dos dois átomos Be: 1s22S2 e Li: 1s22s1, o elétron 
adicionado ao berílio teria que ocupar um orbital de maior energia, np, do que o orbital 
Elemento
Número
de Elétrons
de Valência
Energia de Ionização (MJ/mol)*
ELÉTRONS DO CAROÇO
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ns que seria ocupado no caso do Li; 
o Menos energia é liberada ao adicionar elétrons aos elementos do grupo 2 e 
estes ânions não existem em fase gasosa; 
• Comparando as afinidades eletrônicas do carbono e do nitrogênio (0) e do carbono (-
122 kJ/mol) explica-se com base na configuração eletrônica dos elementosdo grupo: C: 
1s22s22p2 e N: 1s22s22p3. O elétron adicionado ao carbono ocupará um orbital np vazio. 
Enquanto que para o nitrogênio, o elétron terá que entrar em um orbital já ocupado. Isto 
causará um considerável aumento nas repulsões elétron-elétron tornando mais difícil a 
adição do elétron. 
• As exceções verticais resultam do fato que os elementos do 
segundo período são menores do que os elementos dos 
demais períodos; 
o Isto torna muito mais difícil de se adicionar um elétron a 
estes elementos devido às intensas repulsões elétron-
elétron; 
• No caso dos halogêneos, embora o cloro, bromo e iodo 
mostrem a tendência esperada, a energia liberada quando se adiciona um elétron ao flúor é 
menor do que o esperado; 
• Nos outros halogêneos com orbitais maiores, as repulsões não são tão severas. 
 
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS: RAIO IÔNICO 
• Muitos elementos no lado esquerdo da tabela periódica reagem com outros elementos 
perdendo elétrons para formar íons carregados positivamente (cátions). Cada um dos 
elementos do Grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs) tem apenas um elétron em sua camada de 
valência (configuração eletrônica... ns1). 
• Ao perder seu elétron de valência forma os íons Li+, Na+, K+, Rb+ e Cs+, alcançando uma 
configuração de gás nobre; 
• O tamanho do íon é representado pela metade da distância entre dois íons 
na rede cristalina do composto iônico.	
   
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de 
elétrons e dos orbitais que acomodam os elétrons de valência. 
• A formação de cátion deixa vago o orbital mais externo e diminui a repulsão 
elétron-elétron provocando uma contração da nuvem eletrônica. 
o Os cátions são menores do que os átomos que lhes dão origem. 
• Ao se adicionar um elétron a um átomo, aumenta-se a repulsão elétron-
elétron fazendo com que os elétrons se espalhem provocando uma expansão da nuvem 
eletrônica; 
o Os ânions são maiores do que os átomos que lhe dão origem. 
o 
• Espécies isoeletrônicas: Espécies que têm o mesmo número de elétrons. 
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• Em uma série isoeletrônica quem possui maior carga nuclear efetiva (maior número de 
prótons) será menor; 
o Maior atração do núcleo por um mesmo número de elétrons. 
• Ex: 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
 
• Todos apresentam configuração eletrônica com 10 elétrons; 
 
PRINCÍPIO DA SINGULARIDADE 
• Este princípio afirma que a química dos elementos do segundo período (Li, Be, B, C, 
N, O, F, Ne) é significativamente diferentes dos outros elementos respectivos 
grupos. 
• O primeiro elemento não é o mais representativo do grupo como um todo. 
• Por que o primeiro elemento é tão diferente dos seus congêneres? 
1. Pequeno tamanho dos átomos; 
2. Maior capacidade de formar ligações π; 
3. Indisponibilidade de orbitais d nestes elementos. 
1. Tamanho atômico - o menor tamanho dos átomos resulta em: 
(a) Menores valores de afinidades eletrônicas; 
o Os elétrons adicionados a estes elementos, experimentam maiores 
repulsões. 
§ Mais difícil de se adicionar um elétron; 
(b) Grandes densidades de carga 
o Outro aspecto da singularidade dos primeiros elementos (particularmente Li, 
Be, B, e C) relacionado com o pequeno tamanho dos seus átomos é o 
elevado grau de carácter covalente encontrados em seus compostos. 
O lítio comporta-se diferentemente: 
• A alta densidade de carga do cátion distorce (polariza) a nuvem eletrônica do ânion – 
faz com que a ligação tenha um alto caráter covalente e menos iônico; 
o menos solúvel em água e mais solúvel em solventes orgânicos polares; 
• O pequeno cátion Li+ fica muito próximo da grande e difusa nuvem eletrônica do Cl-; 
• A nuvem eletrônica do cloreto é distorcida pelo íon lítio, permitindo a sobreposição 
dos orbitais dos dois íons; 
• Essa distorção torna a sobreposição de orbitais mais provável, consequentemente o 
compartilhamento de elétrons entre os dois íons. 
 
• Este efeito não depende apenas do tamanho do cátion; 
• Quanto maior a carga positiva do cátion, maior o seu poder de polarização, e maior é 
o caráter covalente da ligação. 
• quanto maior for a razão carga/raio (Z/r) do cátion (densidade de carga), maior é o 
poder de polarização. 
 
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2. Maior capacidade de formar ligações π;	
  
• O pequeno tamanho dos primeiros elementos 
aumenta a probabilidade de formar ligações π 
(sobreposição paralela entre orbitais com simetria 
adequada) entre si e entre outros elementos (capazes 
de formar ligações duplas ou triplas extremamente 
fortes);	
   
• Se dois átomos são grandes a sobreposição paralela 
será menos efetiva; 
3. Indisponibilidade de orbitais d 
• A disponibilidade de orbitais d nos congêneres mais pesados de cada grupo torna 
possível a expansão do octeto, o que não ocorre com os primeiros elementos; 
• As consequências para esta indisponibilidade é que o carbono só pode formar 
compostos tais como o CF4 enquanto que o Si pode formar o SiF62-, do ponto de 
vista da teoria de hibridização, o carbono hibridiza sp3 enquanto o silício hibridiza 
sp3d2. 
 
RELAÇÃO DIAGONAL 
Existe uma relação diagonal entre a química do 
primeiro membro de um grupo e o segundo membro 
do grupo seguinte; 
Os principais fatores responsáveis por esta 
semelhança química são: 
1) Raio atômico; 
2) Densidade de carga (razão Z/r) 
3) Eletronegatividade; 
 
• Este efeito é importante apenas para os três primeiros grupos 
Relação diagonal entre Li e Mg (Grupo 1A); 
• O raio atômico do Li+ é mais próximo do Mg2+ do que do Na+; 
• Resultam em propriedades químicas semelhantes. 
• Ambos formam nitretos, hidróxidos e carbonatos que se decompõem facilmente com 
o calor, 
• Formam compostos orgânicos com uma ligação metal-carbono covalente polar e 
sais com solubilidades semelhantes. 
Relação diagonal entre Be e Al (Grupo 2A); 
• Observa-se que o raio iônico do Be2+ é mais próximo do Al3+ do que do Mg2+; 
• Ambos formam oxoanions em base forte: berilato, Be(OH)42-, e aluminato, Al(OH)4-. 
• Ambos formam revestimentos de óxidos impermeáveis e ambos os óxidos são 
anfotéricos. 
• Devido à alta densidade de carga destes íons, o Be2+ e o Al3+ polarizam fortemente a 
proximidade da nuvem eletrônica dos átomos. 
o Alguns compostos de Al e todos compostos de Be tem significativo caráter 
covalente. 
• O Be e Al são naturalmente intercambiáveis em retículos cristalinos; 
 
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
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Relação diagonal entre B e Si (Grupo 3A); 
• Ambos apresentam propriedades semicondutoras. 
• Os boratos e silicatos, ocorrem na natureza na forma de redes covalentes 
estendidas. 
• O ácido bórico [B(OH)3] e ácido silícico [Si(OH)4] são ácidos fracos em estado sólido 
com camadas unidas por ligação de hidrogênio. 
 
EFEITO DO PAR INERTE 
• O efeito do par inerte é a tendência de formar íons duas unidades de carga mais baixas do 
que o esperado pelo numero do grupo; e isto é mais 
pronunciado nos elementos pesados no bloco p. 
• O alumínio e o índio pertencem ao grupo 13, o alumínio forma 
íons Al3+, enquanto que o índio forma íons In+ e In3+. 
• No grupo 14, o estanho (Sn) formando cátions Sn2+ e Sn4+, 
estáveis (embora o Sn2+ seja um redutor) enquanto que o 
chumbo(Pb) forma cátions Pb2+ estável e o Pb4+ é instável e 
oxidante; 
• O efeito do par inerte em parte é devido à diferença de energia 
entre os elétrons de valência s e p. 
• Nos últimos períodos da tabela periódica, os elétrons de 
valência s têm energia muito baixa por causa de sua boa 
penetração e baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. 
• Os elétrons s de valência podem então permanecer ligados ao átomo. 
• O efeito do par inerte é mais pronunciado entre os membros pesados de um grupo, onde a 
diferença de energia entre os elétrons s e p é maior. 
 
ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA 
• Colunas são chamadas de Grupos ou Famílias. 
o Na tabela periódica moderna são 18 grupos; 
o Os elementos que estão em um mesmo grupo (ou família) possuem propriedades 
químicas semelhantes e propriedades físicas que variam gradualmente. 
• Filas são chamadas de Períodos. 
o indica o número de níveis eletrônicos. 
o Todos os elementos que estão no 2º período da tabela periódica possuem 2 níveis 
(ou camadas) eletrônicas; 
§ s e p; 
• Com relação ao subnível ocupado pelo elétron mais energético do átomo no seu estado 
fundamental (elétron de valência) podemos classificar os elementos nos seguintes grupos: 
o elementos representativos ou do grupo principal (bloco s e p) 
o elementos de transição (bloco d) 
o elementos de transição interna (bloco f) 
• Os elementos podem ser agrupados de modo mais amplo em categorias de acordo com suas 
propriedades características. 
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HIDROGÊNIO 
• O hidrogênio é um elemento atípico e é o mais simples dos átomos 
• existe como gás diatômico incolor, H2. 
• Tem apenas um elétron de valência assim como os metais alcalinos e forma um íon 
monopositivo H+ quando em solução; 
• Reage com não-metais para formar compostos 
moleculares. 
o Ex: HCl e H2O. 
• Reage com metais para formar um íon 
mononegativo H-, hidreto, assemelhando-se aos 
halogêneos; 
o Os hidretos reagem com água para formar 
hidrogênio e o respectivo hidróxido 
metálico; 
• A combustão do hidrogênio no ar forma a água; 
 
METAIS 
• São sólidos a temperatura ambiente, exceto o mercúrio, Hg. 
• Apresenta superfície reflexiva; 
o Lustre 
• São excelentes condutores de calor e eletricidade; 
• São maleáveis. 
• São dúcteis. 
o podem ser transformados em fios. 
• Cerca de 75% dos elementos da tabela são metais. 
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. 
o Perdem elétrons e formam cátions em reações. 
§ Todos metais do grupo 1 formam íons M+. 
§ Todos metais do grupo 2 formam íons M2+. 
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. 
• Compostos de não metais e metais tendem a ser iônicos; 
• Os óxidos metálicos são de particular importância devido à sua abundância em nosso 
ambiente. 
o A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: 
§ Óxido metálico + água → hidróxido metálico 
NÃO-METAIS 
• São encontrados nos 3 estados da matéria. 
• Pobres condutores de calor e eletricidade; 
• Apresentam-se como sólidos quebradiços; 
• Ocupam o lado superior direito da tabela. 
• Exceto H. 
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• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. 
• Devido à sua afinidade eletrônica, quando os não-metais reagem com os metais, os não-
metais tendem a ganhar elétrons e tornam-se ânions: 
• A reação de um metal e não-metal resulta em um sal 
o 2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) 
• Os compostos de não-metais são substâncias moleculares e tendem a ser gases, líquidos ou 
sólidos de baixo ponto de fusão à temperatura ambiente; 
• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: 
o óxido não-metálicos + água → ácido 
§ P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq) 
 
METALÓIDES OU SEMI-METAIS 
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre 
os metais e os não-metais. 
• Os metalóides são famosos na indústria de 
semicondutores. 
• Propriedades do silício: 
o Lustre 
o Semicondução de electricidade 
o Não conduz muito bem o calor 
o Quebradiço 
 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 1 (GRUPO IA) – METAIS ALCALINOS 
• O hidrogênio é colocado neste grupo mais não pertence a ele. 
• São macios com baixo ponto de fusão e baixa densidade. 
 
• Apesar de incolores os íons de metais alcalinos emitem 
cores características quando colocados em uma 
chama à alta temperatura. 
o Li = vermelho, Na = amarelo ouro e K = violeta. 
§ O elétron s é excitado por uma chama e 
emite energia quando retorna ao 
estado fundamental. 
 
• São muito reativos, sempre são encontrados na forma combinada. 
• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2: 
o 4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s) (óxido) 
o 2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido) 
o K(s) + O2(g) → KO2(s) (superóxido) 
• Reagem violentamente com água para formar soluções 
básicas e H2: 
Na K Li Ba
Sódio (Na)
Lítio (Li)
Potássio (K)
Rubídio (Rb)
Césio (Cs)
2 Na(s) + 2 H2O(l) ! 2 NaOH(aq) + H2(g)
Propriedades dos metais alcalinos
Elemento Configuração eletrônica raio atômico (pm) 1a.EI (kJ/mol) densidade (g/cm3) ponto de fusão (oC)
Frâncio é omitido pois não apresenta isóptopos estáveis.
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ELEMENTOS DO GRUPO 2 (GRUPO IIA) – METAIS ALCALINOS TERROSOS 
• Os metais alcalinos-terrosos são mais duros e mais densos do que 
os metais alcalinos com pontos de fusão mais altos. 
 
• A química dos alcalinos-terrosos é dominada pela perda de dois 
elétrons no orbital s 
o M → M2+ + 2e-. 
o Mg(s) + Cl2(g) → MgCl2(s) 
• Emitem cores no teste chama: 
o Ca = vermelho, Sr = vermelho e Ba = amarelo 
esverdeado. 
• São menos reativos do que os metais alcalinos. 
• Formam compostos estáveis, óxidos insolúveis. 
Óxidos básicos. 
• A maior parte dos compostos de berílio e alguns de 
magnésio são de natureza molecular e não iônica; 
• As reatividades com água variam de forma acentuada; 
o berílio não reage com água e o magnésio reage 
lentamente com vapor d’água; 
o cálcio e o estrôncio e o bário são 
suficientemente reativos em água fria; 
§ Ba(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(aq) + H2(g) 
• A reatividade com o oxigênio aumenta do berílio para o bário; 
o MgO e BeO são formados a temperaturas elevadas; 
o CaO, SrO e BaO são formados a temperatura ambiente; 
• Mg reage com ácido liberando H2; 
• Nos seres humanos tanto o cálcio quanto o magnésio são importantes; 
o cálcio é responsável pelo crescimento e manutenção de ossos e dentes. 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 13 - (GRUPO IIIA) 
• O boro é um metalóide e os demais são metais; 
• O boro não reage com oxigênio nem com água e não forma compostos 
iônicos; 
• O alumínio reage prontamente com o oxigênio formando óxido; 
o 4Al(s) + 3O2(g) → 2AlO3(s) 
o Forma-se assim uma camada protetora tornando o metal menos 
reativo que o alumínio elementar; 
• O alumínio forma íons trivalentes e os demais formam tanto íons mono 
quanto trivalentes; 
• A reação da termita (usada soldagem) 
2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + Fe(s) 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 14 - (GRUPO IVA) 
• O carbono é um não-metal; 
• Os elementos Si e Ge são metalóides; 
• Estanho e chumbo são metais e reagem com ácido para liberar H2; 
• Os elementos metálicos não reagem com água; 
• Os elementos do grupo 14 formam tanto compostos com estado de 
Propriedades dos metais alcalinosterrosos
Berílio (Be)
Magnésio (Mg)
Cálcio (Ca)
Estrôncio (Sr)
Bário (Ba)
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oxidação +2 quanto +4; 
• Para C e Si o estado de oxidação mais estável é o +4; 
• Ao descermos no grupo o estado +4 é apenas ligeiramente 
mais estável do que o +2; 
 
 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 15 - (GRUPO VA) 
• Nitrogênio e fósforo são não metais; 
• Arsênio e antimônio são metalóides; 
• O bismuto é um metal; 
• Espera-se uma maior variação dentro do grupo; 
• O nitrogênio é um gás diatômico; 
• O N forma vários óxidos onde apenas o N2O5 é sólido; 
• O nitrogênio aceita 3 elétrons formando o íon 
N3- isoeletrônico ao neônio; 
• O fósforo existe na forma P4 e forma dois 
óxidos sólidos; 
• As e Sb têm estruturas 3D estendidas e Bi é 
menos reativo do que os metais do grupo 
precedentes; 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 16 - (GRUPO VIA) 
• Oxigênio, enxofre e selênio são não-metais; 
• Telúrio é um metalóide; 
• Polônio é um metal. 
• Há duas formas alotrópicas do oxigênio: o dioxigênio (O2) e ozônio 
(O3). 
• O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio em descargas 
elétricas: 
o O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico. 
o O3 é menos estável do que a forma O2. 
• Existem dois estados de oxidação para o dioxigênio: -2 (peróxido) e 
-1 (superóxido). 
• O enxofre e o selênio elementares tem fórmulas S8 e Se8; 
• Te e Po têm estruturas 3D estendidas; 
o O polônio é um elemento radioativo e difícil de se trabalhar em laboratório; 
• O S, Se e Po forma íons divalentes negativos ; 
• Elementos deste grupo formam uma grande quantidade de compostos moleculares com não-
metais; 
 
 
 
Propriedades dos elementos do grupo VIA
Nitrogênio (N)
Fósforo (P)
Arsênio (As)
Antimônio (Sb) Bismuto (Bi)
Carbono (C)
Silício (Si)
Germânio (Ge)
Estânho (Sn)
Chumbo (Pb)
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ELEMENTOS DO GRUPO 17 - (GRUPO VIIA) – HALOGÊNIOS 
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2). 
• 
• 
• O astato é um elemento radioativo e pouco se sabe sobre suas 
propriedades; 
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um 
elétron para formar um ânion (possuem afinidades 
eletrônicas altamente negativas): 
X2 + 2e- → 2X-. 
• Os ânions derivados dos halogênios são conhecidos como 
haletos; 
• flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece 
e remove elétrons de quase todas as substâncias 
inclusive a água, normalmente de maneira exotérmica. 
§ 2F2(g) + 2H2O(l) → 4HF(aq) + O2(g) ΔH = -758,9 kJ. 
o Toda reação envolvendo flúor é explosiva e diminui a medida que substituímos F por 
Cl, Br e I; 
• Os halogênios têm altas energias de ionização e afinidades eletrônicas grandes e positivas; 
• A grande maioria dos haletos de metais alcalinos e alcalinos terrosos são compostos iônicos; 
• Os halogênios formam muitos compostos moleculares entre si (ICl e BrF3) e com elementos 
não metálicos de outros grupos (NF3, PCl5 e SF6); 
• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal de 
gema (NaCl): 
2NaCl(aq) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g). 
• 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). 
• Os halogênios reagem com hidrogênio para formar haletos de hidrogênio gasosos. 
• Estes compostos são muito solúveis em água dissolvendo-se para formar ácidos halídricos 
(ácidos fortes). 
 
 
ELEMENTOS DO GRUPO 18 - (GRUPO VIII A) – GASES NOBRES 
• Todos os elementos do grupo 18 são gases a temperatura ambiente. 
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p 
completamente preenchidos. 
• São encontrados na natureza sempre na forma não combinada; 
• São usados como atmosfera inerte em reações onde outros gases são 
indesejáveis 
• O ponto de fusão e ebulição aumentam ao longo do período; 
o Baixíssimos pontos de ebulição; 
• A densidade aumenta ao longo do período 
o O aumento da massa é em geral maior do que o aumento no volume 
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado; 
• Neil Bartlett destruiu a crença sobre estes elementos e obteve os compostos XeF2, XeF4 e 
XeF6. 
Propriedades dos halogênios
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• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF, 
sendo a última estável apenas em baixas temperaturas. 
 
 
ÍONS 
• São átomos que ao perder ou ganhar elétrons tornam-se eletricamente carregados. 
o Carga do íon = número de prótons – número de elétrons. 
• Os íons com carga positiva são chamados de cátions. 
o Mais prótons do que elétrons. 
o São formados quando o átomo perde elétrons. 
• Os íons com carga negativa são chamados de ânions. 
o Mais elétrons do que prótons. 
o São formados quando o átomo ganham elétrons. 
• Íons tem estrutura diferente do átomo neutro. 
• Não-metais formam ânions. 
o Para cada carga negativa, o íon tem um elétron a mais do que o átomo 
neutro. 
§ F = 9 p+ e 9 e−; F- = 9 p+ e 10 e−. 
§ P = 15 p+ e 15 e−; P3- = 15 p+ e 18 e−. 
• A carga do ânion pode ser normalmente determinada a partir do seu grupo na 
tabela periódica. 
• Grupo 7A ⇒ 1−, Grupo 6A ⇒ 2−. 
• Metais formam cátions. 
o Para cada carga positiva o íon tem um elétron a menos do que o átomo 
neutro. 
§ Na = 11 p+ e 11 e−; íon Na+ = 11 p+ e 10 e−. 
§ Ca = 20 p+ 20 e−; íon Ca2+ = 20 p+ 18 e−. 
• A carga do cátion pode ser normalmente determinada a partir do seu grupo na 
tabela periódica. 
• Grupo 1A ⇒ 1+, Grupo 2A ⇒ 2+, (Al, Ga, In) ⇒ 3+. 
 
ELÉTRONS DE VALÊNCIA A CARGA DO ÍON 
• Os elétrons de mais alta energia (mais externos) em um átomo são chamados de elétrons de 
valência. 
• Cálculos quânticos mostram que 8 elétrons de valência devem resultar em átomos não 
reativos, um átomo muito estável – e os gases nobres apresentam 8 elétrons de valência e 
são muito estáveis e virtualmente não reativos; 
Propriedades dos gases nobres
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• Por outro lado, elementos que tem tanto um elétron a mais ou a menos devem ser muito 
reativos – e os halogênios são os mais reativos não - metais e os metais alcalinos os metais 
mais reativos; 
• Os metais forma cátions perdendo seus elétrons de valência para obter a mesma 
configuração eletrônica do gás nobre anterior. 
o Metais do grupo principal 
o Li+ = 2 e− = He; Al3+ = 10 e- = Ne. 
• Não-metais formam ânions ganhando elétrons para obter a configuração eletrônica do gás 
nobre seguinte. 
• Cl- = 18 e− = Ar; Se2- = 36 e− = Kr. 
 
NÚMERO DE MASSA E ABUNDÂNCIA 
• A massa atômica (número de massa, A) é um número experimental determinado a partir de 
todos os isótopos naturais de um átomo. 
o O número de massa refere-se ao número de prótons + nêutrons em um isótopo. 
§ Natural ou não. 
massa atômica = abundância do isótopo i( )∑ n massa do isótopo i( )n 
• Ex: O cloro é uma mistura de dois isótopos. Em cada amostra deste elemento, 0,7577 dos 
átomos são 35Cl e 0,2423 são 37Cl. A massa medida para o 35Cl é 34,9689 u e para o 37Cl é 
36,9659 u. Calcule a massa atômica do cloro. 
massa atômica do Cl = 0,7577x34,9689( ) + 0,2423x36,9659( ) = 35,54u 
 
CONFIGURAÇÃOELETRÔNICA A PARTIR DA TABELA PERIÓDICA 
• Elementos no mesmo período apresentam elétrons de valência no mesmo nível principal. 
o O número de elétrons de valência aumenta ao descermos no período. 
• Os elementos no mesmo grupo tem o mesmo número de elétrons de valência ocupando o 
mesmo tipo de subnível. 
o Elementos na mesma coluna tem propriedades físicas semelhantes pois apresentam 
a mesma configuração da camada de valência. 
• Para o grupo principal, o número de elétrons de valência é o mesmo do número da coluna. 
o Exceto para o He. 
• Para metais de transição, o número de elétrons de valência é normalmente 2. 
o Existem exceções a este padrão: Cu: [Ar]4s13d10 e Cr: [Ar]4s13d5 
• Os gases nobres tem 8 elétrons de valência 
o Exceto o He, que tem apenas 2 elétrons. 
• São virtualmente inertes pois a configuração eletrônica é especialmente estável. 
o Todos querem ser como os gases nobres!! 
• Alguns elementos são bem reativos pois estão a apenas um ou dois elétrons da configuração 
de um gás nobre. 
	
   
 
[IC	
  –	
  348	
  –	
  QUÍMICA	
  GERAL	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  PROF.	
  ANTONIO	
  GERSON	
  BERNARDO	
  DA	
  CRUZ	
  ]	
   39	
  	
  
	
  
Da tabela periódica notamos que: 
1. os orbitais (n + 1) s são preenchidos antes dos orbitais nd; isto se explica devido ao efeito de 
penetração. O orbital 4s penetra mais do que o 3d (tem menor energia), por isso é 
preenchido antes do 3d. O mesmo ocorre para os orbitais 5s e 4d, 6s e 5d e 7s 6d. 
2. Depois do lantânio com configuração eletrônica [Xe]6s25d1 ocorre a série de 14 elementos 
chamada de série dos lantanídeos. Nesta série os elementos preenchem os orbitais 4f; às 
vezes um elétron ocupa o orbital 5d ao invés do 4f devido à proximidade de energia entre 
estes dois orbitais. 
3. Depois do actínio com configuração eletrônica [Rn]7s26d1 ocorre uma série de 14 elementos 
chamada de série dos actinídeos. Nesta série os elementos preenchem os orbitais 5f; às 
vezes um elétron ou dois elétrons ocupam o orbital 6d ao invés do 5f devido à proximidade 
de energia entre estes dois orbitais. 
4. Nos grupos 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 8A o número indica o total de elétrons de val6encia 
para os átomos destes grupos. O significado destes números para os elementos de 
transição não é tão claro quanto para os do grupo A.