Periodicidade Química

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Propriedades 
periódicas 
Periodicidade química 
 
Significa ocorrer regularmente ou 
intermitentemente. Um exemplo de periodiciodade é 
a ocorrência de maré alta no oceano, duas vezes ao 
dia. 
Número Atômico (Z) 
•  Corresponde à quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo 
de determinado elemento químico. 
Ex.: Número atômico hidrogênio = 1 (possui somente 1 próton em seu 
núcleo atômico) 
•  O número atômico costuma aparecer ao lado do símbolo do elemento 
químico subscrito (no canto inferior) à esquerda. Exemplo: 1H. 
•  No estado fundamental, o número atômico é igual à quantidade de 
elétrons, tendo em vista que nesse estado o elemento é neutro, 
portanto, a quantidade de cargas positivas (prótons) precisa ser igual 
à quantidade de cargas negativas (elétrons) do átomo. 
•  Ions possuem quantidades diferente de prótons e elétrons. 
Número Atômico (Z) 
Determina as principais características e propriedades do 
elemento, além do seu comportamento e localização na Tabela 
Periódica. 
Periodicidade química - histórico 
1869 – Meyer e Mendeleev 
—  Ordem crescente de massa atômica 
—  Propriedades químicas em função da massa 
atômica 
1913 – Lei da Peridicidade de Moseley 
—  Ordem crescente de número atômico (Z) 
—  Todas as linhas se iniciam com metais e se 
encerram com gases nobres 
 
Lei periódica moderna 
 
As propriedades físicas e químicas dos elementos 
são funções periódicas dos seus números atômicos. 
Na tabela periódica, os elementos estão arranjados 
horizontalmente, em sequência, de acordo com os seus 
números atômicos, resultando no aparecimento de 7 linhas 
horizontais, ou períodos. 
 
Elementos de 
Transição interna 
(Lantanóides 
Actinóides) 
Famílias de elementos com propriedades químicas semelhantes são 
distribuídas em colunas verticais chamadas de GRUPOS. 
Grupo A (representativos ou principais)– IA até VII A + grupo 0 (gases nobres) 
Grupo B (transição) – IB até VIIIB 
Períodos e camadas de valência 
Cada período de inicia com um átomo de configuração ns1, os átomos 
seguintes tem configuração ns2 e assim por diante (exceto elementos 
de transição) 
 
 
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 
Camada de valência = coluna 
Número de camadas eletrônicas = período 
Propriedades periódicas 
1)   Raio atômico 
—  corresponde à metade 
da distância entre os 
núcleos de dois átomos 
vizinhos, sendo 
expresso da seguinte 
maneira: 
r = d/2 
onde:r = raio d = distância 
internuclear 
Variações do raio atômicos na tabela 
periódica 
a) Na mesma família: quando aumentam o número de camadas 
eletrônicas o raio atômico também aumenta (de cima pra baixo) 
b) No mesmo período: Mesmo número de camadas eletrônicas. Nesse 
caso, à medida que o número atômico aumenta, (da esquerda para a 
direita) em um mesmo período, o raio atômico diminui. Isto acontece 
porque, à medida que aumenta o número de prótons (carga nuclear), 
aumenta também a atração sobre os elétrons. Assim, diminui-se o 
tamanho dos átomos. 
Propriedades periódicas 
1) Eletronegatividade 
—  Propriedade periódica dos elementos que indica a 
tendência que cada um tem de atrair os elétrons 
em uma ligação química. 
 
 
1) Eletronegatividade 
•  Para elementos pertencentes a uma mesma família (mesma 
coluna), a eletronegatividade aumenta de baixo para cima. 
•  Obs.: sentido contrário ao do sentido do crescimento do raio 
atômico. Quanto o número de camadas eletrônicas, maior o 
raio atômico e mais distante ficará o núcleo da camada de 
valência. Isso resultará em uma diminuição da atração entre 
os prótons (cargas positivas) do núcleo e os elétrons (cargas 
negativas) da camada de valência, ou seja, haverá diminuição 
da eletronegatividade. 
 
1)   Eletronegatividade (varia entre as famílias e períodos) 
•  Para os elementos pertencentes ao mesmo período (mesma 
linha), a eletronegatividade cresce da esquerda para a direita 
•  Obs.: em um mesmo período, todos os elementos possuem a 
mesma quantidade de camadas eletrônicas. Porém, conforme 
o número atômico vai aumentando (da esquerda para a 
direita), a quantidade de prótons no núcleo atômico também 
cresce. Com isso, a atração prótons-elétrons fica mais intensa 
e o raio atômico diminui, mas a eletronegatividade aumenta. 
Propriedades periódicas 
1) Eletronegatividade 
—  Cresce da esquerda para direita e de baixo para 
cima. 
 
2) Eletropositividade 
Capacidade de um átomo de doar elétrons para outro 
átomo quando entre eles está sendo estabelecida 
uma ligação química. 
 Quanto maior o Raio atômico = Menor a atração do núcleo = Maior a 
eletropositividade 
Quanto menor o Raio atômico = Maior a atração do núcleo = Menor a 
eletropositividade 
Raio atômico Eletropositividade 
3) Energia de ionização 
—  Energia mínima necessária para “arrancar” um 
elétron de um átomo isolado e no estado gasoso. 
—  Quanto maior o raio atômico, menor será a energia 
de ionização, porque os elétrons estarão mais 
afastados do núcleo e a força de atração entre eles 
será menor. 
 
 
 Raio atômico 
3) Energia de ionização 
—  A segunda energia de ionização é sempre maior 
que a primeira. E a terceira energia de ionização é 
ainda maior. 
—  Quanto mais elétrons se retiram, maior será a 
atração que o núcleo exercerá sobre os demais 
elétrons. Consequentemente, será necessário 
fornecer mais energia para romper a atração com o 
núcleo. 
Exercícios 
1) Dê a distribuição eletrônica e encontre o grupo e período em que se 
localizam na tabela periódica para os elementos abaixo: 
a)  Mg (Z = 12) 
b)  Cl (Z = 17) 
c)  Br (Z = 35) 
d)  I (Z = 53) 
 
2) Compare os pares de elementos atômicos (Mg e Cl) e (Br e I) 
quanto a: 
 
I) Raio atômico 
II) Eletronegatividade 
III) Eletropositividade 
IV) Energia de ionização