Tabela Periódica: Características e Propriedades

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DISCIPLINA: Química Geral 
 
ASSUNTO: Tabela Periódica 
 
Profa. Dra. Luciana M. Saran 
CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS 
1. Introdução 
 
 Quando os elementos são listados, 
sequencialmente, em ordem crescente de 
número atômico, há uma repetição periódica em 
suas propriedades. 
 
 As propriedades dos elementos químicos são 
funções periódicas do número atômico. 
“A Tabela Periódica é um arranjo de elementos 
em ordem crescente de número atômico em linhas 
horizontais de comprimentos tais que os elementos 
com propriedades químicas semelhantes caem 
diretamente um embaixo do outro”. 
1. Introdução 
2. Características da Tabela Periódica 
2.1. Colunas verticais ou Grupos: 
 
 Reúnem elementos com propriedades químicas e 
físicas semelhantes. 
 
 São numeradas de 1 a 18 (sistema IUPAC). 
 
 Sistema anterior: grupos A e B. 
 
 Elementos dos Grupos A: elementos principais 
ou representativos. 
 Elementos dos Grupos B: elementos de 
transição. 
Tabela periódica organizada em famílias ou grupos: 
ilustração dos sistemas de numeração. 
Divisão moderna da tabela periódica: metais e não metais 
(ou ametais). Até então, B, Si, Ge, As, Sb, Te e At, eram 
classificados como semimetais ou metalóides. 
B 
Si 
Ge As 
Sb Te 
At 
Ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não 
metais (ametais), semimetais (metalóides), gases nobres e 
hidrogênio. 
Forma Longa da Tabela Periódica: não usual 
Forma Usual da Tabela Periódica 
Tabela periódica: 
 Atualmente, reúne 118 elementos químicos. 
 
 Contém elementos naturais, que são os que 
apresentam Z ≤ 92 (urânio, U: Z = 92). Tecnécio 
(Tc, Z = 43) e promécio (Pm, Z = 61) são 
artificiais. 
 
 Contém elementos artificiais ou sintéticos, 
denominados transurânicos (Z > 92). 
 
 Os elementos de números atômicos 113, 115, 117 
e 118, ainda não foram nomeados 
permanentemente. 
 
 
113Uut: ununtrium 
115Uup: ununpentium 
117Uus: ununseptium 
118Uuo: ununoctium 
Elementos necessários aos organismos vivos: 
H, C, N, O, P e S (são os 6 elementos mais 
abundantes); Ca, Cl, Mg, K e Na (também são 
abundantes e necessários a todos os organismos); 
em verde, estão destacados os microelementos. 
 METAIS: 
 
 - São sólidos (exceto o Hg); têm brilho e a 
maioria apresenta coloração prateada; 
 
 - Conduzem eletricidade; 
 
 - São dúcteis (podem ser estirados em fios); 
 
 - São maleáveis (podem ser moldados em 
folhas); 
 
 - Formam ligas (soluções de um ou mais de um 
metal em outro); 
 
 - Tendem a ter baixas energias de ionização. 
 NÃO-METAIS: 
- Variam muito na aparência; 
 
- Alguns são sólidos; 
 
- O bromo é líquido; 
 
- Alguns como o nitrogênio e o oxigênio do ar, 
são gases na temperatura ambiente; 
 
- São pobres condutores de calor e eletricidade. 
C grafite 
Enxofre 
Iodo 
 
P branco 
 SEMI-METAIS ou METALÓIDES: 
- B, Si, Ge, As, Sb, Te e At; 
 
- Apresentam propriedades intermediárias entre 
as dos metais e as dos não-metais; 
 
- Alguns são semi-condutores de eletricidade. 
 
- O Si, por exemplo, parece um metal, mas é 
quebradiço, em vez de maleável e não é bom 
condutor térmico ou elétrico comparado aos 
metais. 
Metais Não-metais 
Têm brilho Não têm brilho 
Os sólidos são maleáveis e 
dúcteis 
Os sólidos são geralmente 
quebradiços; alguns são duros e 
outros macios 
Bons condutores de calor e 
eletricidade 
Pobres condutores de calor e 
eletricidade 
Muitos óxidos metálicos são 
sólidos iônicos básicos 
Muito óxidos não metálicos são 
substâncias moleculares que formam 
soluções ácidas 
Tendem a formar cátions em 
soluções aquosas 
Tendem a formar ânions ou oxiânions 
em soluções aquosas 
Propriedades Características dos Metais 
e dos Não-metais 
2.2. Fileiras horizontais ou Períodos: 
 Numeradas de 1 a 7. Primeiro período: tem 2 
elementos (H e He). 
 
 Para iniciar um novo período, a proposta é que 
haja repetição das propriedades físicas e químicas 
na nova seqüência dos elementos. 
 
 O número do período em que um elemento se 
encontra, corresponde ao número de camadas 
ocupadas por elétrons nesse elemento. 
Lembremos que: 
 As camadas ou níveis de energia são 
formadas por subníveis. 
 
 Os subníveis são designados pelas letras s, p, d, 
f, g, h, etc. 
Número Máximo de Elétrons Acomodados 
pelos Subníveis s, p, d, f 
SUBNÍVEL No MÁXIMO DE 
ELÉTRONS 
s 2 
p 6 
d 10 
f 14 
Em cada subnível há orbitais, que são regiões 
de máxima probabilidade de encontrar 
elétron, e-. 
 
 Orbitais s: cada subnível s apresenta um orbital 
s, que é capaz de comportar 1 par de e-. 
 Orbitais p: cada subnível p apresenta três 
orbitais (px, py e pz), que estão dispostos ao longo 
dos eixos cartesianos x, y e z. Esses orbitais são 
degenerados, ou seja, têm a mesma energia e 
cada um é capaz de comportar 1 par de e-. 
Consequentemente, o número máximo de e- num 
subnível p corresponde a 6. 
 Orbitais d: cada subnível d apresenta cinco 
orbitais (dxy, dxz, dyz, dx2-y2 e dz2), que são 
degenerados. Cada um destes orbitais é capaz de 
comportar 1 par de e-. 
DIAGRAMA DAS DIAGONAIS OU 
DIAGRAMA DE PAULING 
ÁTOMO CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
1H 1s
1 
2He 1s
2 
3Li 1s
2 2s1 ou [He] 2s1 
4Be 1s
2 2s2 [He] 2s2 
5B 1s
2 2s2 2p1 [He] 2s2 2p1 
6C 1s
2 2s2 2p2 [He] 2s2 2p2 
7N 1s
2 2s2 2p3 [He] 2s2 2p3 
8O 1s
2 2s2 2p4 [He] 2s2 2p4 
9F 1s
2 2s2 2p5 [He] 2s2 2p5 
10Ne 1s
2 2s2 2p6 [He] 2s2 2p6 
11Na [Ne] 3s
1 
12Mg [Ne] 3s
2 
13Al [Ne] 3s
2 3p1 
14Si [Ne] 3s
2 3p2 
15P [Ne] 3s
2 3p3 
16S [Ne] 3s
2 3p4 
17Cl [Ne] 3s
2 3p5 
18Ar [Ne] 3s
2 3p6 
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA PARA ÁTOMOS DE ALGUNS 
ELEMENTOS QUÍMICOS ADOTANDO-SE CERNE DE GÁS NOBRE 
Exemplos: 
11Na: 1s
2 2s2 2p6 3s1 
 
 
17Cl: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
 
18Ar: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 O número do período em que um elemento se 
encontra corresponde ao número da camada de 
valência. 
 Os três elementos acima estão posicionados no 3º 
período da Tabela Periódica. 
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos 
na Tabela Periódica 
 Elementos nos Grupos 1 (ou 1A) e 2 (ou 2A): 
estão preenchendo um subnível s. Exemplos: Li 
(1s2 2s1) e Be (1s2 2s2), no 2o período preenchem 
o subnível 2s. 
 
 
 Elementos nos Grupos 13 (ou 3A) a 18 (ou 8A): 
preenchem subníveis p. 
Exemplos: B (1s2 2s2 2p1) e Ne (1s2 2s2 2p6). 
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos 
na Tabela Periódica 
 Elementos de Transição: preenchem os 
subníveis d. 
 
 4o período: do Sc (Z=21) ao Zn (Z=30), há 
preenchimento do subnível 3d. 
 
 5o período: do Y (Z=39) ao Cd (Z=48), há 
preenchimento do subnível 4d. 
 
 6o período: há preenchimento do subnível 5d. 
2.3. Preenchimento de subníveis eletrônicos 
na Tabela Periódica 
 Elementos de Transição Interna: preenchem os 
subníveis f. 
 
 Lantanídeos (Z = 57 a 71): estão no 6º período 
e preenchem o subnível 4f. 
 
 Actinídeos (Z = 89 a 103): estão no 7º período e 
preenchem o subnível 5f. 
Preenchimento de subníveis eletrônicos 
na Tabela Periódica 
 Cada um dos blocos a seguir refere-se aos elétronsde valência e aos respectivos orbitais atômicos nos 
quais estes elétrons estão localizados. 
Configuração eletrônica e localização dos 
elementos 
 Conforme discutido, número do período em que 
um elemento se encontra corresponde ao 
número da camada de valência. 
 
 A soma da quantidade de elétrons dos últimos 
orbitais s, p e d preenchidos resulta no número 
da família ou grupo do elemento. 
 
 Para os elementos do 2º e do 3º períodos, do 
bloco p, soma-se 10 ao total de e- do nível de 
maior energia para localizar a família. 
Configuração eletrônica e localização dos 
elementos 
 Exemplo 1: sem consulta a tabela periódica, 
indique a posição na mesma (família e período) 
do elemento de Z = 35. 
 
 Configuração eletrônica do elemento: 
 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p5 
 
Período = 4º 
No do grupo ou família = 2 + 10 + 5 = 17 ou 7A 
 
 
Configuração eletrônica e localização dos 
elementos 
 Exemplo 2: sem consulta a tabela periódica, 
indique a posição na mesma (família e período) 
do elemento de Z = 16. 
 
 Configuração eletrônica do elemento: 
 1s2 2s22p6 3s23p4 
 
Período = 3º 
No do grupo ou família = 2 + 4 = 6 + 10 = 16 ou 
6A 
 
 
3. Propriedades Atômicas 
3.1. Raio Atômico 
 É definido como a metade da distância entre 
dois átomos iguais numa molécula. 
 
 Exemplo: determinação do raio atômico do cloro 
(Cl) e do bromo (Br). 
 
3. Propriedades Atômicas 
3.1. Raios Atômicos 
Tendência geral: 
 
 Aumentam quando se desce a coluna de um 
grupo da tabela periódica; 
 
 Diminuem quando se percorre um período da 
esquerda para a direita. 
Átomos Carga 
Nuclear 
Configuração 
Eletrônica 
Raio, nm 
Li 3+ [He]2s1 0,123 
Na 11+ [Ne]3s1 0,157 
K 19+ [Ar]4s1 0,203 
Rb 37+ [Kr]5s1 0,216 
Cs 55+ [Xe]6s1 0,235 
Raios Atômicos dos Metais Alcalinos 
(Grupo 1) 
Átomo Carga 
Nuclear 
Configuração 
Eletrônica 
Raio, nm 
Li 3+ [He]2s1 0,123 
Be 4+ [He]2s2 0,089 
B 5+ [He]2s22p1 0,080 
C 6+ [He]2s22p2 0,077 
N 7+ [He]2s22p3 0,074 
O 8+ [He]2s22p4 0,074 
F 9+ [He]2s22p5 0,072 
Raios Atômicos dos Elementos do 
Segundo Período 
3.2. Energia de Ionização (EI) 
 É a menor energia necessária para remover um 
elétron de um átomo gasoso no estado 
fundamental. 
 Ex.: 
 
 Mg(g) Mg+(g) + e- EI(1) = 738 KJ/mol 
 
 Mg+(g) Mg2+(g) + e- EI(2) = 1.451 KJ/mol 
 
 Mg2+(g) Mg3+(g) + e- EI(3) = 7.733 KJ/mol 
Tendência Geral: 
 As energias da 1a ionização crescem, ao longo 
de um período (da esquerda para a direita) e 
diminuem (de cima para baixo) ao longo das 
colunas ou grupos. 
3.2. Energia de Ionização (EI) 
3.3. Afinidade Eletrônica 
 É a quantidade de energia liberada quando um 
átomo isolado gasoso, no seu estado 
fundamental, recebe um elétron, formando um 
íon negativo. 
 
 Ex.: X(g) + e- X-(g) 
 
 F(g) + e- F-(g) E = - 328 kJ mol-1 
 
 Quanto mais negativo o valor da afinidade 
eletrônica, maior é a tendência do átomo para 
receber elétron. 
 Os valores das afinidades ao elétron ficam mais 
negativos ao longo de um período (da esquerda 
para a direita) e menos negativos quando se 
desce num grupo. 
3.3. Afinidade Eletrônica 
Tendência Geral: 
Bibliografia Consultada 
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São 
Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: 
fundamentos. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2007.