Tabela periódica e propriedades periódicas

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26/10/2018 Tabela periódica e propriedades periódicas
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Lição 02
Tabela periódica e propriedades
periódicas
Química Geral e dos Alimentos
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1. Introdução
Tudo na vida, quando organizado, é mais fácil para achar (por exemplo, a sua gaveta ou seu guarda-
roupa... ou não? rs), é mais fácil entender e mais fácil para prever algum comportamento. Para a
Química esta necessidade de organização também ocorre. E para a organização dos elementos
químicos, a grande ferramenta de organização para estudos se chama Tabela Periódica (também
chamada, em menor escala, de “Classificação Periódica dos Elementos”).
Neste segundo tópico, vamos mergulhar na tabela periódica, enxergá-la com outros olhos. Por que
não, ficarmos íntimos desta tabela e conseguir extrair suas informações simples e importantes e
ainda vamos conhecer as propriedades periódicas dos elementos químicos, ok?
Acomode-se na cadeira, ou onde você preferir, e vamos lá!!!
2. A Tabela Periódica
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À medida que os cientistas foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo novos elementos
químicos, foram percebendo a necessidade de organizar esses elementos de acordo com as suas
características ou propriedades químicas. Ao longo de 200 anos, vários foram os cientistas que
procuraram propor formas de organizar os elementos químicos. Na verdade, a Tabela Periódica que
conhecemos hoje, teve várias contribuições, pois ao longo da história muitas tentativas foram
realizadas.
A partir do início do século XIX, os cientistas começaram a realmente buscar organizar os
elementos químicos em grupos, de acordo com suas propriedades.
O químico alemão Dobereiner, em 1817, organizou a primeira tabela periódica da história. Ela
apresentava os trinta elementos químicos conhecidos na época e foi batizada por ele de “tríades de
Dobereiner”. Este nome foi dado porque os elementos foram organizados em grupos de três. Cada
grupo apresentava elementos que possuíam características químicas semelhantes.
Em 1862, o cientista francês Chancourtois propôs uma organização dos elementos químicos
denominada de “parafuso telúrico” (ou hélice). Este cientista foi o primeiro a notar a periodicidade
dos elementos. Com um arranjo em espiral ordenado por massa atômica relativa em um cilindro,
ele demonstrou que os elementos tinham propriedades similares que pareciam ocorrer em
intervalos regulares.
Já em 1863, o cientista inglês Newlands observou que quando os elementos eram listados em
ordem crescente de massa atômica, as propriedades físicas e químicas ocorriam em intervalos de
oito, o que ele ligou a periodicidade das oitavas na escala musical, vindo daí o nome de “lei das
oitavas”.
Tabela Periódica ilustrada - A classi�cação periódica dos elementos e seus usos.
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Em 1864, o químico alemão Lothar Meyer publicou uma tabela com 44 elementos arranjados
pelo conceito da valência (já ouviu falar? Tá lá no Tópico 1, ok?). Esta tabela demonstrou que os
elementos com propriedades similares, às vezes, compartilhavam a mesma valência. No mesmo
ano, o químico inglês William Odling publicou um arranjo com 57 elementos ordenados, com
base em suas massas atômicas relativas. Apesar de algumas irregularidades e espaços, ele notou
que parecia haver uma periodicidade de massas atômicas entre os elementos.
Finalmente, em 1869, surgiu uma tabela que atendia as necessidades dos químicos e que se tornou
a base da tabela periódica atual. O químico russo Dmitri Mendeleev tinha o hábito de anotar as
propriedades dos elementos químicos em fichas. Ele, buscando padrões de comportamento,
colocou essas fichas em ordem crescente de massa atômica e as organizou em linhas e colunas,
respeitando as características e semelhanças dos elementos, começando uma nova coluna ou linha
quando as características dos elementos começavam a se repetir.
A partir deste modelo, a tabela periódica foi sendo consolidada e, por isto, Mendeleev é
considerado o “pai da Tabela Periódica”.
Em 1913, o químico inglês Henry Moseley, a partir da tabela proposta por Mendeleev, montou a
tabela periódica nos padrões que conhecemos hoje. Diferentemente de Mendeleev, Moseley
organizou os elementos em ordem crescente de número atômico, mantendo a organização em
linhas e colunas, porém posicionou os elementos de mesmas características químicas nas mesmas
colunas.
Resumindo: a Tabela Periódica agrupa, de maneira organizada, todos os elementos químicos
conhecidos e suas propriedades. Eles estão organizados em ordem crescente de seus números
atômicos (lembrando, Z = número de prótons).
No total, a Tabela Periódica atual possui 118 elementos químicos (92 naturais e 26 artificiais).
Cada quadrado especifica o símbolo do elemento químico e, pelo menos, seu número atômico,
podendo vir, ainda, a massa atômica, o nome e até a configuração eletrônica, como, por exemplo, a
figura a seguir.
Tabela periódica de Mendeleev em ordem crescente de massa atômica.
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Perceba que você não tem que decorar a história da tabela periódica e nem todos os elementos de
todas as famílias. A tabela periódica é uma fonte de informação por consulta. O que você precisa
saber é extrair as informações dela, ok?
Então, preste atenção!
Na tabela periódica atual, tem-se:
118 elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico (Z).
7 linhas (horizontal), que correspondem aos “Períodos”. Vale ressaltar que o Período no
qual um elemento é encontrado nos informa o número total de camadas deste elemento. Por
exemplo: se um elemento se encontra no 4º período (4ª linha) da Tabela Periódica, podemos
afirmar que ele tem, em sua configuração eletrônica, 4 camadas (ou níveis de energia).
Resumindo: o período corresponde ao número de camadas do átomo (informação muito
importante para termos uma ideia do tamanho do átomo, ou seja, seu Raio Atômico...).
18 colunas (vertical), que correspondem às “Famílias” ou “Grupos. Vale ressaltar que se um
elemento está agrupado em determinada Família, pode-se afirmar que ele tem comportamento
semelhante a todos os elementos da mesma Família, pois apresentará o mesmo número de
elétrons de valência (já “ouviu falar” disto? Tá lá no Tópico 1, ok?). Daí o nome “Família”. Veja
a figura a seguir.
Exemplo da tabela periódica atual.
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A Tabela Periódica é, sem dúvida, a ferramenta mais importante que existe para quem estuda
Química. Basta saber enxergar as informações que estão nela, devidamente organizadas. Algumas
muito óbvias, escritas, outras nem tanto. Fique sempre de olho nas cores e legendas das tabelas que
for usar.
Por exemplo, existe uma classificação muito importante demonstrada na Tabela Periódica, que
divide os elementos químicos em dois grandes grupos: os METAIS (são 95 elementos metálicos) e
os AMETAIS (ou NÃO METAIS) (são 23 elementos ametálicos).
Observe que não precisa “decorar”, pois a informação está dada!
Tabela periódica atual, com informações importantes.
Divisão moderna da Tabela periódica, separando Metais e Ametais.26/10/2018 Tabela periódica e propriedades periódicas
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E, com esta informação você já tem várias outras informações sobre as propriedades. Por exemplo,
só de saber que o elemento é um metal, você já sabe que se trata de um sólido (o único metal que
não é sólido é o mercúrio, que é líquido). E outra propriedade que você já saberia é a de que o
elemento observado, por ser metal, tende a doar elétrons e, por conseguinte, formar cátion.
Ah, veja que, apesar de o Hidrogênio (H) estar à esquerda na Tabela Periódica, ele não é um metal,
ok?
Outra forma de “enxergar” a Tabela Periódica é observar os dois tipos de Família, chamadas de
Família A (em desuso, mas fácil de usar), que são os “Elementos Representativos”, e Família B
(também em desuso), chamados de “Elementos de Transição”. Observe.
Aprendendo mais uma!
Comparação entre as características e propriedades gerais dos Metais e dos Ametais:
METAIS NÃO METAIS
Geralmente, são sólidos à temperatura ambiente Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos
Apresentam brilho característico Não apresentam brilho característico
São bons condutores de calor e eletricidade São maus condutores de calor e eletricidade
São maleáveis e dúcteis Não são maleáveis e nem dúcteis
Tendem a doar elétrons Tendem a receber elétrons
Geralmente, formam cátions Geralmente, formam ânions
Fazem ligações iônicas ou metálicas Fazem ligações iônicas ou covalentes
a - Maleabilidade: capacidade de ser transformado em lâminas. 
b - Ductibilidade: capacidade de ser estirado em �os.
a b
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Enxergou?
Visualizar isto é importante, pois, mais uma vez teremos informações importantes. Os elementos
que constituem as Famílias A (elementos representativos) possuem seus elétrons mais energéticos
situados em subníveis s ou p. Eles compõem os chamados blocos “s” e “p” (isto não vem escrito na
Tabela, ok?). No chamado bloco “s”, todos os elementos são metais, exceto o Hidrogênio (H). Já no
bloco “p”, estão localizados todos os ametais (exceto o Hidrogênio) e ainda alguns metais. Além
disto, nas Famílias A o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de
valência. Ou seja, se um elemento pertence à Família IA, significa que este elemento tem 1é de
valência (logo, ele é do bloco “s”, pois termina em s ). Se outro elemento pertence à Família VIA,
significa que este elemento tem 6 é de valência (então, ele é do bloco “p”, pois terminará em s p ).
Já os elementos das Famílias B (elementos de transição) têm, como principal informação, o fato de
todos serem metais (sem exceção) e possuírem seus elétrons mais energéticos situados nos
subníveis d (os elementos de transição externa) ou f (os elementos de transição interna). Eles
compõem os chamados blocos “d” e “f” (óbvio, né?). Veja a ilustração abaixo.
Divisão da Tabela periódica atual, com os elementos representativos e elementos de transição.
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Deu para perceber que há uma relação direta entre a posição do elemento químico na Tabela
Periódica e a sua configuração eletrônica, não é? É claro que isto não é apenas uma coincidência! A
Tabela Periódica foi organizada assim.
É por isto que o Hidrogênio (H) fica à esquerda na Tabela Periódica. Ele não é um metal e não
pertence à Família IA, mas pertence ao bloco “s” e termina em s (só tem 1é!), ok?
Para finalizar esta “viagem” por dentro da Tabela Periódica, tem mais uma informação bem legal.
Algumas Famílias, ao longo do tempo, receberam nomes especiais e esta nomenclatura, muitas
vezes, é importante. Vamos ver estes
Tabela: nomes das Famílias dos elementos representativos (“Famílias A”)
FAMÍLIA NOME
CONFIGURAÇÃO DA ÚLTIMA
CAMADA
ELEMENTOS DA
FAMÍLIA
IA METAIS ALCALINOS ns (1é de valência) Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
IIA METAIS ALCALINO-
TERROSOS
ns (2é de valência) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
IIIA FAMÍLIA DO BORO ns np (3é de valência) B, Al, Ga, In, Tl, Uut
IVA FAMÍLIA DO CARBONO ns np (4é de valência) C, Si, Ge, Sn, Pb, Uuq
VA FAMÍLIA DO NITROGÊNIO ns np (5é de valência) N, P, As, Sb, Bi, Uup
VIA CALCOGÊNIOS ns np (6é de valência) O, S, Se, Te, Po, Uuh
VIIA HALOGÊNIOS ns np (7é de valência) F, Cl, Br, I, At, Uus
Divisão da Tabela periódica atual em blocos. Cada um dos blocos refere-se ao orbital atômico onde se encontra o(s)
último(s) elétron(s) de cada elemento.
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1
2
2 1
2 2
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Tabela: nomes das Famílias dos elementos representativos (“Famílias A”)
FAMÍLIA NOME
CONFIGURAÇÃO DA ÚLTIMA
CAMADA
ELEMENTOS DA
FAMÍLIA
VIIIA 
(ou
“Zero”)
GASES NOBRES ns np (8é de valência) He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn,
Uuo
Já as famílias dos elementos representativos (“Famílias B”) não recebem nomes especiais. Ok?
Você agora conseguiu ver a Tabela Periódica com outros olhos? Espero que sim! Nada de querer
decorá-la. O importante é entendê-la e saber utilizá-la, ok?
Show!
Vamos, então, a outro tema muito importante, ainda usando a Tabela Periódica, que são as
propriedades periódicas.
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3. Propriedades Periódicas
Muitas propriedades das substâncias e dos materiais que usamos em nosso dia a dia são
observáveis e fica mais fácil a interpretação. Mas estas propriedades ditas macroscópicas (ou seja,
que podemos enxergar) precisam, na maioria das vezes, serem discutidas a partir de propriedades
microscópicas, em nível atômico. Dentre estas propriedades microscópicas, as mais importantes
são as chamadas “Propriedades Periódicas”.
Vamos usar um pouco mais a Tabela Periódica, tá?
Chamamos de Propriedades Periódicas aquelas que tendem a crescer ou a decrescer com o aumento
dos números atômicos dos elementos químicos ao longo dos períodos da Tabela Periódica.
(obs.: existem também as propriedades chamadas de “aperiódicas”, que não serão nosso objeto de
estudo neste momento, ok?).
Para terminarmos este 2º tópico, nós vamos discutir aqui as quatro principais propriedades
periódicas, que responderão a “perguntas futuras”. São elas:
A - RAIO ATÔMICO
B - ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO
C - AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE)
D - ELETRONEGATIVIDADE
Então vamos lá!
A - RAIO ATÔMICO (RA)
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O raio atômico consiste na distância do núcleo de um átomo à sua camada mais externa na
eletrosfera. Porém, como a teoria do orbital atômico afirma que os átomos não possuem órbitas
definidas, o raio atômico é medido e definido como a metade da distância entre os centros dos
núcleos de dois átomos iguais em uma ligação química, em estado sólido. Observe a ilustração a
seguir.
O tamanho dos átomos tem grande influência nas propriedades dos mesmos. Deste modo, o
conhecimento da variação dos raios atômicos na Tabela Periódica é algo imprescindível.
De maneira geral, para pensarmos nas propriedades periódicas é interessante raciocinar
observando duas situações distintas: primeiro observa-se em relação ao número de camadas (basta
olhar o período no qual o elemento está, não é?). Em termos de configuração eletrônica, basta
verificar o maior“n” do elemento em questão. Mas, caso existam elementos com número de
camadas semelhantes, deve-se olhar a capacidade do núcleo do átomo em atrair os elétrons da sua
própria eletrosfera, principalmente os elétrons da última camada. Ou seja, verificar quantos
prótons (Z) tem o átomo.
Voltando para o raio atômico, com base nestes conceitos prévios, podemos afirmar que:
Quanto MAIOR o número de camadas do elemento, MAIOR será a distância entre o núcleo do
átomo e a sua última camada. Logo, MAIOR será seu raio atômico. Veja a comparação entre o
Lítio (Z = 3; 2º período) e o Sódio (Z = 11; 3º período), ambos da Família IA.
Determinação do raio atômico do Cloro (Cl).
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Fácil, não é?
Mas, e se os elementos estiverem em um mesmo período, ou seja, tiverem o mesmo número de
camadas, quem terá o maior raio atômico?
Cuidado! Aqui há uma situação diferente. Quanto MAIOR o número atômico (Z), MENOR será o
raio atômico. Observe a comparação entre o Sódio (Fam. IA; Z = 11) e o Cloro (Fam. VIIA; Z = 17);
ambos do 3º período.
Comparação do raio atômico entre dois elementos da Família IA, Lítio e Sódio. Quanto maior o número de camadas, maior
o raio atômico.
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O átomo de Sódio (Z = 11) é maior que o átomo de Cloro (Z = 17). Por que isto acontece? Neste caso,
como o Cloro tem mais prótons que o Sódio (+17 > +11), o núcleo do átomo de Cloro tem mais carga
positiva para atrair os elétrons (negativos), incluindo a última camada e seus elétrons. Esta maior
atração “puxa” os elétrons para mais perto do núcleo, diminuindo a distância núcleo-última
camada, consequentemente, o raio atômico diminui.
Vale ressaltar a importância desta 1ª propriedade periódica, o raio atômico. O tamanho dos átomos
é uma característica determinante para as outras três propriedades periódicas, pois a distância
entre o núcleo (e sua carga positiva) e a última camada (e seus elétrons) é fundamental no
comportamento destas propriedades. Além disto, a reatividade dos elementos químicos também é
definida pelo tamanho dos átomos. Metais com raios atômicos maiores são mais reativos. Já para
os ametais, os mais reativos são os que apresentam menor raio atômico.
Comparação do raio atômico entre dois elementos do 3º período, Sódio e Cloro. Quanto maior o número atômico, menor
o raio atômico.
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Se formos resumir o comportamento, poderíamos dizer que o raio atômico cresce de cima para
baixo e da direita para a esquerda, conforme a figura a seguir.
Vale ressaltar que o importante não é “decorar” esta figura com o comportamento do raio atômico e
sim entender os conceitos e como e por que há a variação do raio atômico.
O vídeo a seguir mostra, de maneira bem-humorada, a variação na reatividade dos Metais da
Família IA.
Resumo da variação do raio atômico na Tabela Periódica. No detalhe, os elementos com maior (Frâncio - Fr) e menor raio
atômico (Hélio - He) da Tabela Periódica.
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B - ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃO (E )
A energia de ionização, também conhecida como potencial de ionização, é definida como a energia
mínima necessária para retirar um elétron de um átomo isolado, no estado gasoso. É uma
propriedade também definida experimentalmente, pois esta energia é medida, conforme o esquema
abaixo:
A energia de ionização é uma propriedade periódica, pois quanto maior o tamanho do átomo (raio
atômico), menor será a energia de ionização, porque os elétrons estarão mais afastados do núcleo e
a força de atração do núcleo sobre eles será menor, gastando-se menos energia para remover estes
elétrons de valência.
No caso de átomos com o mesmo número de camadas (pertencentes a um mesmo período), terá
maior energia de ionização o elemento que tiver maior número atômico, ou seja, o átomo que tiver
mais prótons. Por que isto acontece? Neste caso, o núcleo de um átomo com mais prótons (ou seja,
com mais carga positiva) atrai mais os elétrons. Deste modo, fica mais difícil remover o elétron da
última camada. Consequentemente, se gasta mais energia para se retirar o elétron. Ou seja, maior
energia de ionização.
Aprendendo mais uma!
Análogo ao raio atômico, existe o conceito de RAIO IÔNICO, que é de�nido como o tamanho do
íon, medido pela distância entre os íons em um composto iônico.
O tamanho do íon também dependerá, primeiramente, do número de camadas do íon. Quanto
maior o número de camadas, maior o íon.
No caso de íons com mesmo número de camadas, o íon que tiver maior carga nuclear será menor,
pois haverá maior atração entre seu núcleo e a última camada, diminuindo a distância núcleo-
última camada, gerando uma espécie com menor raio.
Considerando cátions e ânions, uma espécie, ao doar elétrons e gerar um cátion, �ca menor que o
átomo de origem. Já, se uma espécie receber elétrons e se transformar em um ânion, esta adição
de elétrons torna este íon maior do que o átomo de origem.
RAIO ATÔMICO (X)  >  RAIO IÔNICO (X ) (Raio catiônico)
RAIO ATÔMICO (Y)  <  RAIO IÔNICO (Y ) (Raio aniônico)
n+
n-
I
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Três observações devem ser feitas com relação à energia de ionização:
Experimentalmente, podemos retirar mais de um elétron de um átomo. Para retirar o 1º
elétron, a energia é chamada de “1ª energia de ionização”, que é a energia estudada neste
tópico. Para retirar o 2º elétron da mesma espécie, tem-se a “2ª energia de ionização”. E assim
sucessivamente.
De maneira geral, raio atômico e energia de ionização são inversamente proporcionais, ou seja,
quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização. Com um detalhe: não se deve
pensar na ordem inversa (que a energia de ionização “afeta” o raio atômico), pois,
conceitualmente, não tem sentido. A energia de ionização é consequência do tamanho do átomo
e não o inverso.
Os metais apresentam baixa energia de ionização (tendem a doar elétrons, ficando mais fácil
retirar elétrons destas espécies). Por conseguinte, os ametais apresentam maior energia de
ionização que os metais.
Resumidamente, de maneira bem simplória, podemos dizer que a energia de ionização cresce de
baixo para cima e da esquerda para a direita, conforme a figura a seguir.
Resumo da variação da energia de ionização na Tabela Periódica.
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C - AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE) (E )
A afinidade eletrônica, também chamada de eletroafinidade, é definida como a energia liberada por
um átomo isolado, no estado gasoso, ao receber um elétron. É uma propriedade também definida
experimentalmente, pois esta energia é medida, conforme o esquema abaixo:
A afinidade eletrônica é uma propriedade periódica, pois quanto maior o tamanho do átomo (raio
atômico), menor será a afinidade eletrônica, porque a distância entre o núcleo e a última camada
será maior, diminuindo a força deatração do núcleo sobre o elétron a ser recebido, tornando o
processo de receber um elétron menos favorável, liberando menor quantidade de energia.
No caso de átomos com o mesmo número de camadas (pertencentes a um mesmo período), terá
maior afinidade eletrônica o elemento que tiver maior número atômico, ou seja, o átomo que tiver
mais prótons. Por que isto acontece? Neste caso, o núcleo de um átomo com mais prótons (ou seja,
com mais carga positiva) terá maior capacidade de atrair elétrons. Deste modo, para receber um
elétron é mais favorável, pois a atração é maior. Consequentemente, haverá maior liberação de
energia ao receber este elétron. Ou seja, maior afinidade eletrônica.
Três observações devem ser feitas com relação à afinidade eletrônica:
VEJA ESTE VÍDEO!
Assista ao vídeo abaixo (pequenininho, menos de 2 minutos), que faz um breve resumo sobre esta
propriedade – energia de ionização. Está em português de Portugal, mas você será capaz de
entendê-lo, ok? rs.
AF
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De maneira geral, raio atômico e afinidade eletrônica são inversamente proporcionais, ou seja,
quanto maior o raio atômico, menor a afinidade eletrônica. Com um detalhe: não se deve
pensar na ordem inversa (que a afinidade eletrônica “afeta” o raio atômico), pois,
conceitualmente, não tem sentido. A afinidade eletrônica também é consequência do tamanho
do átomo e não o inverso.
Os ametais apresentam alta afinidade eletrônica (tendem a receber elétrons, sendo mais
favorável o processo, liberando mais energia). Por conseguinte, os metais apresentam menores
valores de afinidade eletrônica que os ametais.
Comparando as definições, podemos perceber que a afinidade eletrônica (energia liberada ao
receber um elétron...) é o contrário da energia de ionização (energia gasta para se retirar um
elétron...). Mas a variação destas duas propriedades periódicas é similar na Tabela Periódica.
Resumidamente, de maneira bem simplória, podemos dizer que a afinidade eletrônica cresce de
baixo para cima e da esquerda para a direita, conforme a figura a seguir.
Ressalta-se que os gases nobres (Família VIIIA, grupo 18) não apresentam afinidade eletrônica
(têm os chamados valores positivos de E ), pois como possuem seus orbitais totalmente
preenchidos, para receber um novo elétron, este teria que ocupar um novo subnível, de mais alta
energia, o que é altamente desfavorável.
Resumo da variação da a�nidade eletrônica na Tabela Periódica. No detalhe, os elementos com maior a�nidade eletrônica
(Flúor - F e Cloro - Cl) da Tabela Periódica.
AF
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D - ELETRONEGATIVIDADE (E )
A eletronegatividade é definida como a capacidade que um átomo tem de, em uma ligação química,
atrair para si os elétrons desta ligação. Ou seja, trata-se de uma propriedade relativa (é por
comparação) e, diferentemente das três propriedades anteriores, a eletronegatividade não foi
medida experimentalmente.
Na verdade, esta propriedade é baseada nas outras propriedades periódicas. Podemos fazer a
seguinte relação: elementos com raios menores e energias de ionização e afinidades eletrônicas
elevadas terão maior eletronegatividade. Por que podemos afirmar isto? Pense na informação dada
por cada uma destas propriedades:
↓ RA: menor distância núcleo-última camada ⇒ maior capacidade do núcleo em atrair elétrons
na última camada.
↑ E : elemento não tende a doar elétrons ⇒ maior capacidade de atrair elétrons.
↑ E : elemento tende a receber elétrons ⇒ maior capacidade de atrair elétrons.
Ora, como, por definição, eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de, em uma ligação
química, atrair para si os elétrons, fica óbvia esta relação, não é?
A variação da eletronegatividade na Tabela Periódica é similar à E e à E : quanto menor o número
de camadas, maior a eletronegatividade. No caso de elementos com igual número de camadas
(elementos de um mesmo período), quanto maior o número de prótons (maior Z), maior a
capacidade de atração, maior a eletronegatividade.
RELAÇÃO ENTRE ENERGIA DE IONIZAÇÃO (E ) E AFINIDADE ELETRÔNICA (E ) COM AS LIGAÇÕES
QUÍMICAS:
As propriedades periódicas energia de ionização e a�nidade eletrônica são muito importantes para
o estudo das ligações químicas (nosso próximo tópico), pois a 1ª propriedade (E ) nos informa a
tendência que um átomo tem de DOAR elétrons (quanto menor a E , maior a tendência do átomo
em doar elétrons). Já a 2ª propriedade (E ) nos informa a tendência que um átomo tem de
RECEBER elétrons (quanto maior a E , maior a tendência do átomo em receber elétrons). Estes
comportamentos de�nem a natureza das ligações químicas.
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26/10/2018 Tabela periódica e propriedades periódicas
https://cead.uvv.br/graduacao/conteudo.php?aula=tabela-periodica-e-propriedades-periodicas&dcp=quimica-geral-e-dos-alimentos&topico=02 19/21
Como a eletronegatividade não foi medida, foi necessário definir valores desta propriedade para os
elementos químicos. Mais de um cientista se incumbiu desta missão, mas a escala mais difundida
para a eletronegatividade foi a escala de Linus Pauling (aquele mesmo do “Diagrama de Pauling”,
lembra?). Em sua escala, Pauling definiu o Flúor (Ametal; Z = 9; Fam. VIIA; 2º período) como
sendo o elemento mais eletronegativo com valor igual a 4,0, e definiu o Frâncio (Metal; Z = 87;
Fam. IA; 7º período) como sendo o elemento menos eletronegativo com valor igual a 0,7. Os demais
elementos têm valores intermediários entre 0,7 e 4,0.
A eletronegatividade é uma propriedade muito importante nos conceitos envolvendo ligações
químicas, principalmente em se tratando dos ametais e de suas ligações covalentes, que veremos no
próximo tópico.
Resumo da variação da eletronegatividade na Tabela Periódica. No detalhe, os elementos com maior (Flúor - F) e menor
eletronegatividade (Frâncio - Fr) da Tabela Periódica. (*Obs. Para os Gases Nobres, coluna em vermelho, a
eletronegatividade não foi de�nida).
Valores de eletronegatividade dos elementos representativos pela escala de Pauling. (Detalhe: Em azul são os metais e em
preto são os ametais).
26/10/2018 Tabela periódica e propriedades periódicas
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PARA REFLETIR
Qual a relação entre eletronegatividade e a polaridade das moléculas?
Veremos no próximo Tópico (o Tópico 3), um conceito muito importante que é a “polaridade das
moléculas”. Se polaridade signi�ca a existência de polos e esta existência de polos em uma
molécula está associada à diferença na eletronegatividade entre os ametais envolvidos na ligação
química, pensando na de�nição de eletronegatividade, como será que esta propriedade in�uencia a
polaridade?
4. Conclusão
O Tópico 2 é sobre o conhecimento da ferramenta mais importante para a ciência chamada
Química. Toda e qualquer matéria que conhecemos é formada, de algum modo, pelos elementos
que aparecem listados na Tabela Periódica. Daí a importância de se tentar entender como os
elementos foram organizados na Tabela Periódica, para extrairmos as informações mais
importantes, que nos proporcionará fazer previsões e sistematizações acerca dos conhecimentos da
Química e de suas substâncias maravilhosas.
5. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: Questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN, B.E. Química: ciência central. 9ª ed., São Paulo:Pearson, 2005.
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral - Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice
hall, 2007.
YouTube. (2016, Fevereiro, 06). Química Física. Reatividade dos metais alcalinos com a
água. 3min16. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=TyIvLH4981c>. Acesso em:
03 Jun. 2018.
26/10/2018 Tabela periódica e propriedades periódicas
https://cead.uvv.br/graduacao/conteudo.php?aula=tabela-periodica-e-propriedades-periodicas&dcp=quimica-geral-e-dos-alimentos&topico=02 21/21
YouTube. (2011, Abril, 30). Globo Ciência. Dimitri Mendeleev e a Tabela Periódica dos
Elementos Químicos. 19min54. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?
v=zcONtQeNfm0>. Acesso em: 07 Jun. 2018.
YouTube. (2016, Outubro, 31). Triplex. Propriedades periódicas - energia de ionização.
1min53. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=0G0aZXYdpcc>. Acesso em: 16 Jul.
2018.
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