Aula 2 FM Quimica Roberto Mazzei Tabelas e Propriedades Periodicas

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Foca na Medicina 
Química – Aula 2 
Material do Aluno 
Professor: João Roberto Mazzei 
Tabelas e Propriedades periódicas 
Primeiro não havia nada! 
Então, no meio desse enorme nada, surgiu um pontinho cheio de energia e de matéria. 
De repente, o tal pontinho explodiu e, bang, nasceu o Universo! 
A teoria do Big Bang, criada por George Gamov, em 1948, diz que: O Universo surgiu da 
explosão de um ponto que concentrava toda a matéria e energia! 
Fonte: http://www.mikewood.com.br/c10-9.htm 
 
Ilustração 
Fonte: http://educar.sc.usp.br/youcan/navigation/colum2.html 
- Os primeiros segundos: no princípio, o Universo era uma porção de bolinhas, que pequenas 
não dá nem para enxergar, chamadas quarks, que eram energias. 
- O espaço se expandiu, ou seja, ficou várias vezes maior do que era antes. 
 
- A temperatura caía, e os quarks formavam prótons e nêutrons que se combinaram para 
formar núcleos de átomos de elementos químicos leves - essencialmente, hidrogênio e hélio, e 
um pouco de lítio. 
 
 
INTRODUÇÃO (BREVE HISTÓRICO, GRUPOS E SUBGRUPOS) 
À medida que os pesquisadores foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo 
novos elementos químicos, foram sentindo necessidade de organizar esses elementos de 
acordo com as suas características ou propriedades químicas. 
Em qualquer tentativa de classificação, dois objetivos são perseguidos: 
1º) reunir coisas que se assemelham; 
2º) separar as que se diferenciam. 
Faremos aqui um breve histórico das tentativas de organização desses elementos até 
chegarmos à classificação atual. 
>>TRÍADES DE DÖBEREINER<< 
Döbereiner teve a primeira ideia, reuniu três elementos quimicamente semelhantes, 
de modo que a massa atômica do elemento central da tríade era supostamente a média das 
massas atômicas do primeiro e terceiro membros. 
Os elementos cálcio, estrôncio e bário eram uma tríade; cloro, bromo e iodo formavam 
outra tríade assim como lítio, sódio e potássio formavam outra. 
Já haviam sido identificadas cerca de 30 tríades, mas começavam a surgir elementos 
com propriedades semelhantes que não se enquadravam nas regras das tríades. 
A classificação foi abandonada. A seu favor, o fato de pela primeira vez ter-se 
relacionado às propriedades dos elementos com suas massas atômicas. 
 
>> PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS<< 
Chancourtois dispôs os elementos, em ordem crescente de massas atômicas, numa 
linha espiral, de modo que os elementos da mesma vertical apresentavam propriedades 
químicas semelhantes. 
Essa espiral telúrica não foi aplicável a elementos com massas atômicas elevadas; a 
classificação foi abandonada. Fica, porém, a ideia de elementos com propriedades 
semelhantes ocuparem uma mesma vertical. 
>> LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS<< 
Newlands, músico e cientista, sugeriu que os elementos poderiam ser arranjados em 
um modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, em ordem crescente de suas massas 
atômicas. 
Este modelo colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos 
elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A ideia de 
Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. 
A classificação de Newlands não foi aceita, porém deu um valioso passo à medida que 
estabelecia uma relação entre as propriedades dos elementos e as suas massas atômicas, e as 
ideias de grupos (verticais) e períodos (horizontais) 
>> TABELA DE MENDELEYEV<< 
Mendeleyev criou uma ficha para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada ficha 
continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. 
Colocando as fichas sobre uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas 
atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. 
Na sua tabela apareciam lugares vagos que Mendeleyev admitiu corresponderem a 
elementos ainda não conhecidos. A partir desse trabalho Mendeleyev anunciou a lei periódica 
segundo a qual as propriedades físicas e químicas dos elementos são funções das suas massas 
atômicas. Os elementos eram organizados em linhas horizontais chamados períodos. Esse 
arranjo de elementos determinou a formação de linhas verticais, ou colunas, denominadas 
grupos, contendo elementos com propriedades semelhantes. 
 
 
Mendeleyev, além de prever a descoberta de novos elementos, ainda afirmou com 
determinada precisão as propriedades desses novos elementos desconhecidos. 
 (Nome atual) 
44 – eka-boro escândio (Sc) 
68 – eka-alumínio gálio (Ga) 
72 – eka-silício germânio (Ge) 
>> LEI DA PERIODICIDADE DE MOSELEY<< 
Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era 
sempre o mesmo. Moseley usou essa ideia para o número atômico de cada átomo. Quando os 
átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas 
existentes na tabela de Mendeleyev desapareceram. 
Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna ficou baseada na ordem 
crescente do número atômico dos elementos. 
>> AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES<< 
A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na 
década de 50. A partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu os elementos 
transurânicos (do número atômico 94 até 102). 
Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos 
lantanídeos. 
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. Em sua 
homenagem, o elemento 106 tabela periódica é chamado Seaborgium (Sg). 
>>CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA ATUAL<< 
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números 
atômicos". 
 
 
 
 
 
 
Grupos 
1 
1A 
2 
2A 
 
3 
3B 
4 
4B 
5 
5B 
6 
6B 
7 
7B 
8 
8B 
9 
8B 
10 
8B 
11 
1B 
12 
2B 
13 
3A 
14 
4A 
15 
5A 
16 
6A 
17 
7A 
18 
8A 
1. 
período 
1 
H 
 
2 
He 
2. 
período 
3 
Li 
4 
Be 
 
5 
B 
6 
C 
7 
N 
8 
O 
9 
F 
10 
Ne 
3. 
período 
11 
Na 
12 
Mg 
13 
Al 
14 
Si 
15 
P 
16 
S 
17 
Cℓ 
18 
Ar 
4. 
período 
19 
K 
20 
Ca 
 
21 
Sc 
22 
Ti 
23 
V 
24 
Cr 
25 
Mn 
26 
Fe 
27 
Co 
28 
Ni 
29 
Cu 
30 
Zn 
31 
Ga 
32 
Ge 
33 
As 
34 
Se 
35 
Br 
36 
Kr 
5. 
período 
37 
Rb 
38 
Sr 
 
39 
Y 
40 
Zr 
41 
Nb 
42 
Mo 
43 
Tc 
44 
Ru 
45 
Rh 
46 
Pd 
47 
Ag 
48 
Cd 
49 
In 
50 
Sn 
51 
Sb 
52 
Te 
53 
I 
54 
Xe 
6. 
período 
55 
Cs 
56 
Ba 
* 
71 
Lu 
72 
Hf 
73 
Ta 
74 
W 
75 
Re 
76 
Os 
77 
Ir 
78 
Pt 
79 
Au 
80 
Hg 
81 
Tℓ 
82 
Pb 
83 
Bi 
84 
Po 
85 
At 
86 
Rn 
7. 
período 
87 
Fr 
88 
Ra 
* 
* 
103 
Lr 
104 
Rf 
105 
Db 
106 
Sg 
107 
Bh 
108 
Hs 
109 
Mt 
110 
Uun 
111 
Uuu 
112 
Uub 
113 
Uut 
114 
Uuq 
115 
Uup 
116 
Uuh 
117 
Uus 
118 
Uuo 
 
*Lantanídios * 
57 
La 
58 
Ce 
59 
Pr 
60 
Nd 
61 
Pm 
62 
Sm 
63 
Eu 
64 
Gd 
65 
Tb 
66 
Dy 
67 
Ho 
68 
Er 
69 
Tm 
70 
Yb 
 
**Actinídios 
* 
* 
89 
Ac 
90 
Th 
91 
Pa 
92 
U 
93 
Np 
94Pu 
95 
Am 
96 
Cm 
97 
Bk 
98 
Cf 
99 
Es 
100 
Fm 
101 
Md 
102 
No 
 
A tabela possui sete linhas horizontais que são as camadas ou períodos e 18 linhas 
verticais, que são as colunas, grupos ou famílias. 
O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usado atualmente, é 
recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é 
feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita. 
Na tabela abaixo, podemos observar as duas numerações, a clássica que inclui letras “A” e “B” 
e a moderna, numerada de 1 a 18. 
 
 
Metais: representam aproximadamente dois terços da tabela. As principais propriedades 
físicas são: nas condições ambientes são sólidos, com exceção do mercúrio (Hg), que é 
líquido; são bons condutores de calor e corrente elétrica; apresentam o chamado brilho 
metálico e cor característica; são maleáveis, isto é, podem ser transformados em lâminas; 
são dúcteis, isto é, podem ser transformados em fios. 
 
 Ametais ou Não-Metais: as principais propriedades físicas dos ametais são: nas condições 
ambientes B, C, Si, P, S, As, Se, Te, I e At são sólidos, Br é líquido e N, O, F e Cℓ são gasosos; 
são maus condutores de calor e eletricidade; não apresentam brilho. 
 
 Gases nobres: têm como característica principal a inércia química, isto é, não são reativos, 
com raríssimas exceções (como os compostos de xenônio em condições especialíssimas), 
daí serem chamados de gases inertes. Isto é pelo fato de todas as camadas dos seus 
elementos químicos estarem completas, não mais necessitando de elétrons. 
 
 O hidrogênio é classificado à parte. 
 
Obs.: 
Os semi-metais foram caindo em desuso tendo em vista que os elementos pertencentes aos 
semimetais nunca foram claramente definidos ou indicados oficialmente, tanto pela União 
Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC). 
 
 A SBQ abandonou a classificação dos semimetais em suas tabelas periódicas, deixando 
os elementos germânio, antimônio e polônio como metais e os elementos boro, silício, arsênio 
e telúrio como ametais. 
>>PERÍODOS<< 
Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, 
de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais 
(ou períodos). 
Cada período, à exceção do primeiro, começa com um metal e termina com um gás 
nobre. 
Os períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32 
elementos no mais longo. 
Observação 
Todos os elementos de um mesmo período possuem o mesmo número de níveis 
(camadas) eletrônicas. 
3Li: 1s2 2s1 
K = 2, L = 1 
6C: 1s2 2s2 2p2 
 K = 2, L = 4 
 10Ne: 1s2 2s2 2p6 
 K = 2 , L = 8 
 
O lítio, o carbono e o neônio possuem duas camadas (K e L); portanto são do segundo período. 
>>GRUPOS OU FAMÍLIAS<< 
São formadas pelas linhas verticais dos elementos através das estruturas similares na 
camada externa. 
Estas colunas são denominadas grupos. Em alguns deles, os elementos estão 
relacionados tão intimamente em suas propriedades, que são denominados de famílias. 
OBS.: PERTENECEM A UM MESMO GRUPO OU FAMILIA ELEMENTOS QUE APRESENTAM 
PROPRIEDADES QUÍMICAS SEMELHANTES. 
- FAMÍLIAS “A” 
1A ou 1: alcalinos. 
 
Observação 
Geralmente o elemento químico hidrogênio (H) é colocado neste grupo, mas o 
hidrogênio não é alcalino, porque apresenta propriedades químicas diferentes. 
2A ou 2: alcalino-terrosos. 
3A ou 13: família do boro. 
4A ou 14: família do carbono. 
5A ou 15: família do nitrogênio. 
6A ou 16: calcogênios. 
7A ou 17: halogênios. 
8A ou 18: gases nobres. 
- FAMÍLIAS “B” 
Formam a Parte baixa da tabela periódica. 
Grupos 
 IUPAC 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
 
Observação: 
A família 8B (grupos IUPAC: 8, 9, 10) é formada por 9 elementos que formam as seguintes 
tríades: 
Primeira Tríade: ferro, cobalto, níquel. 
Segunda Tríade: rutênio, ródio, paládio. 
 
 
Terceira Tríade: ósmio, irídio, platina. 
A LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA A PARTIR DA CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
>> CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS<< 
> ELEMENTOS REPRESENTATIVOS (SUBNÍVEIS s OU p): são elementos químicos cuja distribuição 
eletrônica, em ordem crescente de energia, termina num subnível s ou p. São chamados 
REPRESENTATIVOS todos os elementos da família A. 
> FAMÍLIA 1A OU 1 (METAIS ALCALINOS): Observando a configuração de todos os elementos, 
percebemos que terminam em 
"ns" 1
, onde n é o número quântico principal, ou seja, o número 
do período. Todos têm 1 elétron na camada de valência . 
Exemplos: 
3Li: 1s2 2s1 
 A1 Grupo
 
 
período º2

 
 
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 
 A1 Grupo
 
 
período º2

 
>FAMÍLIA 2A OU 2 (METAIS ALCALINO-TERROSOS): terminam a configuração em 
"ns" 2
. 
Exemplo: 
12Mg: 1s2 2s2 2p6 3S2 
 A2 Grupo
 
 
período º3

 
>FAMÍLIA 3A OU 3 (FAMÍLIA DO BORO): terminam em 
"np" 1
, mas a camada de valência apresenta 
2ns 1np
. 
Exemplo: 
13
2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 A3 Grupo
 
 
 
 
período º3

 
>FAMÍLIA 4A OU 14 (FAMÍLIA DO CARBONO): terminam em 
"np" 2
, mas a camada de valência 
apresenta 
2ns 2np
. 
Exemplo: 
14Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 
 A4 Grupo
 
 
período º3

 
>FAMÍLIA 5A OU 15 (FAMÍLIA DO NITROGÊNIO): terminam em 
"np" 3
, mas a camada de valência 
apresenta 
2ns 3np
. 
Exemplo: 
33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 
 A5 Grupo
 
 
período º4

 
>FAMÍLIA 6A OU 16 (CALCOGÊNIOS): terminam em 
"np" 4
, mas a camada de valência apresenta 
2ns 4np
. 
Exemplo: 
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
 A6 Grupo
 
 
período º3

 
>FAMÍLIA 7A OU 17 (HALOGÊNIOS): terminam em 
"np" 5
, mas a camada de valência apresenta 
2ns
5np
. 
Exemplo: 
33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
 A7 Grupo
 
 
 
 
período º4

 
>FAMÍLIA ZERO, 8A OU 18 (GASES NOBRES): terminam em 
"np" 6
, mas a camada de valência 
apresenta 
2ns 6np
. 
Exemplo: 
10Ne: 1s2 2s2 2p6 
 A8 Grupo
 
 
período º2

 
EXCEÇÃO 
O gás nobre hélio é o único elemento que não segue esta regra, pois tem apenas 2 elétrons 
(1s2). 
Observações: 
- Para os elementos representativos, o número do grupo ou família A corresponde ao número 
de elétrons da última camada (camada de valência). 
- Camada de valência das Famílias A 
1 
1A 
2 
2A 
 
13 
3A 
14 
4A 
15 
5A 
16 
6A 
17 
7A 
18 
8A 
 
 
 1s
2 
ns1 
 
ns2 
 
 
 
ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 
>> CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO<< 
> ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO SIMPLES OU EXTERNA 
São os elementos dos grupos “B”que apresentam o elétron diferenciador no subnível d da 
penúltima camada. 
 
 
Exemplos: 
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
 
39Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s24d1 
O número da família dos elementos de transição é obtido a partir da soma dos 
elétrons do subnível d da penúltima camada com os do subnível s da última camada, ns + (n-
1)d. 
 
3 
3B 
4 
4B 
5 
5B 
6 
6B 
7 
7B 
8 
8B 
9 
8B 
10 
8B 
11 
1B 
12 
2B 
d1+s2=
3 
d2+s2=
4 
d3+s2=
5 
d4+s2=
6 
d5+s2=
6 
d6+s2=
8 
d7+s2=
9 
d8+s2=1
0 
d9+s2=1
1 
d10+s2=1
2 
Exemplo: 
Sc21: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1  2 + 1 = 3  grupo 3 
Observação: 
Alguns elementos não seguem rigorosamente as regras de distribuição eletrônica. 
Geralmente aqueles que terminam em “d4” ou “d9” apresentam promoção de um elétron do 
subnível “s” anterior para o subnível “d”, resultando, respectivamente, as configurações “s1 d5” 
e “s1 d10”, mas o resultado é o mesmo independente de trabalharmos com a configuração 
segundo Linus Pauling ou com a configuração real. 
Exemplos: 
Linus Pauling: Cr24  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4  2 + 4 = 6 
 Real: Cr24  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5  1 + 5 = 6 
 
Linus Pauling: Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9  2 + 9 = 11 
 
 Real: Cu29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10  1 + 10 = 11 
> ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA 
Geralmente apresentam o elétron diferenciador alojando-se no subnível f da antepenúltima 
camada. 
São os Lantanídios ((n-2)f  (6-2)f  4f) e os Actinídios ((n-2)f  (7-2)f  5f). Estão todos nos 
grupos 3B ou 3 do 6º e do 7º períodos respectivamente. 
Exemplos: 
58Ce: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2  6º período / grupo 3B ou 3 
94Pu - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f6  7º período / grupo 
3B ou 3 
>>DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NA TABELA PERIÓDICA<< 
Representa-se a configuração eletrônica do elemento tomando-se por base o “cerne” do gás 
nobre que o precede na tabela periódica. 
Exemplos: 
7N: 1s2 2s22p3 
  
 [He] 2s2 2p3 
 
11Na: 1s2 2s2 2p63s1 
  
 [ Ne ] 3s1 
 
35Br: 1s22s22p63s23p6 4s23d104p5 
  
 [Ar] 4s23d104p5 ou [Ar]3d104s24p5 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS 
>> PROPRIEDADES PERIÓDICAS<< 
Propriedades periódicas são aquelas que variam na tabela, crescendo e decrescendo, com o 
aumento do número atômico. 
Em nosso curso estudaremos algumas delas. Vamos começar? 
> RAIO ATÔMICO: é a metade da distância entre dois núcleos de átomos do mesmo elemento. 
■ Nas famílias, os raios atômicos aumentam de cima para baixo, pois aumentam os níveis de 
energia (camadas). 
Exemplo: 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1  2) 8) 1) 
 
 
 
■ Nos períodos, os raios atômicos aumentam da direita para esquerda, pois à medida que Z 
aumenta, o número de camadas permanece constante, aumentando a atração núcleo-
eletrosfera, diminuindo o raio atômico. 
Exemplo: 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 10Ne - 1s2 2s2 2p6  2) 8) 
 
 
 
Observação: 
RAIO IÔNICO: quando um átomo perde elétrons fica positivo e temos um cátion. Quando um 
átomo doa elétrons fica negativo e temos um ânion. Qual será a relação entre o tamanho de 
um átomo neutro e seu íon? 
 
Vamos analisar: 
- Cátion: Raioátomo neutro  Raiocátion 
Exemplo 
19K: 2)8)8)1) 
19K+: 2)8)8)  menor número de camadas 
- Ânion: A entrada de 1 elétron no átomo de cloro, diminui a força de atração nuclear. Raioânion 
> Raioátomo neutro 
Exemplo 
17C: 2)8)7) 
17C 1- : 2)8) 8) 
> POTENCIAL DE IONIZAÇÃO (P.I.) OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO (E.I.): é a energia necessária para retirar 
um elétron de um átomo (ou íon) isolado no estado gasoso. 
 X(g) + Energia  X+(g) + e- 
Quanto menor o raio atômico, maior a atração núcleo-eletrosfera e, consequentemente, 
maior o potencial de ionização. Logo, o potencial de ionização varia opostamente ao raio 
atômico. 
■ Variação do P.I. nas famílias. 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1  2) 8) 1) 
 
 
■ Variação do P.I. nos períodos. 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 10Ne - 1s2 2s2 2p6  2) 8) 
 
 
 
Observações: 
- Os gases nobres possuem o máximo P.I. 
- Os valores das energias de ionização tem sempre a seguinte ordem: E.I.1< E.I.2 < E.I.3 <... 
<E.I.n 
> AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE: é a quantidade de energia liberada quando um 
átomo, isolado no estado gasoso, recebe um elétron. 
 X(g) + e-  X -(g) + Energia. 
A afinidade eletrônica varia da mesma forma que o potencial de ionização. 
■ Variação da afinidade eletrônica nas famílias. 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1  2) 8) 1) 
 
 
 
■ Variação da afinidade eletrônica nos períodos. 
3Li - 1s2 2s1 
 
 
 2)1) 
  
 quer doar 
9F - 1s2 2s2 
2p5 
 
 
 2) 7) 
  
 quer receber 
 
Observação 
Os gases nobres possuem afinidade eletrônica ou eletroafinidade nula. 
> ELETRONEGATIVIDADE OU CARÁTER AMETÁLICO: a eletronegatividade de um elemento mede a sua 
tendência de atrair elétrons para si, numa ligação química. 
 A eletronegatividade varia da mesma forma que o potencial de ionização. 
 
 
 
 
■ Variação da eletronegatividade nas famílias. 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1  2) 8) 1) 
 
 
■Variação da eletronegatividade nos períodos. 
3Li - 1s2 
2s1 
 
 
 2) 1) 
  
 quer 
doar 
 
9F - 1s2 2s2 
2p5 
 
 
 2) 7) 
  
 quer 
receber 
 
 
 
Observações 
- Os gases nobres possuem eletronegatividade nula. 
- A reatividade química dos não-metais cresce de acordo com a eletronegatividade do 
elemento químico. 
> ELETROPOSITIVIDADE OU CARÁTER METÁLICO: a eletropositividade de um elemento mede a sua 
tendência de perder elétrons em uma ligação química, estando relacionada ao caráter 
metálico (os metais têm tendência a perder elétrons). 
Quanto maior a facilidade do átomo em perder elétrons maior será a sua eletropositividade e, 
mais acentuado será o seu caráter metálico. 
A eletronegatividade varia opostamente à eletronegatividade. 
 
 
 
 
■ Variação da eletropositividade nas famílias. 
 
 
■ Variação da eletropositividade nos períodos. 
3Li - 1s2 2s1 
 
 
 2)1) 
  
 quer doar 
 
9F - 1s2 2s2 2p5 
 
 
 2) 7) 
  
 quer receber 
 
 
 
Observações: 
- Os gases nobres possuem eletropositividade e caráter metálico nulo. 
- A reatividade química dos metais: cresce de acordo com a eletropositividade do elemento 
químico. 
Resumindo esquematicamente: 
Raio atômico 
 
 
 
 Potencial de ionização 
 
 
3Li - 1s2 2s1  2) 1) 
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1  2) 8) 1) 
 
 
 
Afinidade eletrônica 
e 
eletronegatividade 
 
 
 Eletropositividade e 
caráter metálico 
 
 
> OUTRAS PROPRIEDADES 
Volume atômico, densidade e ponto de fusão e ebulição não apresentam regularidade 
na sua periodicidade e são propriedades de substância (simples,no caso) e não de elemento. 
Volume Atômico 
 
 
Densidade Absoluta 
 
Pontos de Fusão e 
Ebulição 
 
 >> PROPRIEDADES APERIÓDICAS DOS ELEMENTOS<< 
São as propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico, são 
propriedades que não se repetem em ciclos ou períodos. 
Entre elas podemos citar: massa atômica, calor específico, etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Vamos exercitar um pouco: 
01. Numere a coluna I que apresenta personagens que fazem parte da história da tabela 
periódica, de acordo com os elementos da coluna II que indica suas contribuições para a 
construção da referida tabela. 
 I II 
Mendeleev 1- invenção do parafuso telúrico 
Newlands 2- descoberta do número 
atômico 
Döbereiner 3- previsão de novos elementos 
Chancourtois 4- criação das Tríades 
Moseley 5- elaboração da Lei das oitavas 
A sequência correta, de cima para baixo, é: 
a) 3; 5; 4; 1; 2 
b) 2; 3; 4; 5; 1 
c) 3; 5; 1; 4; 2 
 
 
d) 2; 5; 4; 3; 1 
02. (Ufrrj) Considere as seguintes configurações eletrônicas dos átomos dos elementos 
químicos genéricos (X, Y, Z, T e V), no estado fundamental: 
 
a) Indique o elemento que apresenta a maior energia de ionização e o elemento que apresenta 
a menor energia de afinidade. Justifique. 
b) Estabeleça a ordem crescente de raios das espécies isoeletrônicas: V-1, Z+2 e T. Justifique. 
c) Qual dentre os elementos (X, Y, Z, T e V) é o mais eletronegativo? Justifique. 
d) Dentre os elementos (X, Y, Z, T e V), quais apresentam, para o elétron mais energético, o 
número quântico secundário igual a 1. Explique. 
03. (UFRN) A Tabela Periódica representa, graficamente, a lei periódica e é um dos recursos de 
maior utilidade para o trabalho dos químicos. 
a) Consultando a Tabela Periódica, escolha um elemento representativo com energia de 
ionização inferior à do potássio. Justifique a resposta. 
b) Explique por que, nas condições de laboratório, o cloreto de potássio (KCL) é um sólido. 
c) Explique por que, na família dos halogênios, a temperatura de fusão aumenta com o 
número atômico. 
 
04. (UDESC) O valor ideal do pH do solo para o desenvolvimento das plantas depende da 
espécie vegetal e do tipo de solo. Para eliminar os efeitos tóxicos do AL e Mn nas plantas, a 
elevação do pH até 5,5 talvez seja suficiente. Por outro lado, em solos com altos teores de 
matéria orgânica, há possibilidades de o efeito tóxico do AL deixar de existir em valores de pH 
menores que 5,5 devido às reações desse elemento com constituintes orgânicos. 
(Texto adaptado - V Seminário Catarinense de Iniciação Científica, Florianópolis, 17 e 18 de 
agosto de 1995. OLIVEIRA, L., ERNANI, P.R., NASCIMENTO, J.A. &, Faculdade de Agronomia da 
UDESC e APAGRI, Lages, SC. Adubação e calagem de forragem para produção de silagem, 
p.237) 
 
RESPONDA: 
 
Qual a classificação química dos elementos citados? Apresente algumas propriedades de cada 
um deles. 
 
05. (UFMG) As sucessivas energias de ionização do nitrogênio estão representadas no gráfico. 
 
a) EXPLIQUE a variação observada nos valores de energia de ionização entre o primeiro e o 
quinto elétron. 
b) EXPLIQUE por que o valor da energia de ionização do sexto elétron é muito maior do que a 
do quinto. Dados: N (Z = 7) 
 
06. (UEG) O gráfico a seguir indica a primeira variação do potencial de ionização, em função 
dos números atômicos. Analise o gráfico, consulte a tabela periódica e responda às questões a 
seguir: 
 
 
 
a) Considere os elementos Na, F e S. Coloque-os em ordem crescente de potencial de 
ionização. 
 b) O gráfico mostra que os gases nobres apresentam altos ou baixos potenciais de ionização 
em relação aos seus números atômicos? Explique. 
 
07. (UERJ) O comportamento químico e físico dos elementos tem relação direta com suas 
propriedades periódicas. Observe, no gráfico 1, parte das energias de ionização de um 
elemento representativo do terceiro período da tabela de classificação periódica. Observe, no 
gráfico 2, as afinidades eletrônicas de 48 elementos da tabela de classificação periódica. 
Considere que o elemento de menor número atômico representado pertence ao segundo 
período da tabela. 
 
 
Nomeie o elemento que corresponde ao gráfico 1, justificando sua resposta. Em seguida, 
identifique o grupo da tabela de classificação periódica ao qual pertencem os elementos do 
gráfico 2 que apresentam as quatro maiores afinidades eletrônicas. 
 
 
 
08. (PUC-RS) Com relação à classificação periódica dos elementos, pode-se afirmar que o: 
a) hidrogênio é um metal alcalino localizado na 1ª coluna. 
b) nitrogênio é o elemento mais eletropositivo da 15ª coluna. 
c) sódio é o elemento mais eletronegativo do 3° período. 
d) mercúrio é um ametal líquido à temperatura ambiente. 
e) potássio tem maior raio atômico que o Br. 
 
09. Responda ao que se pede utilizando a tabela abaixo, onde os elementos estão 
representados por letras que não correspondem aos seus símbolos reais. 
1 18 
 2 13 14 15 16 17 
 I 
B C 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 D E H 
L M N 
 G F J 
 
A 
 
 
 
a) Entre os elementos representados na família dos gases nobres, qual apresenta 1º potencial 
de ionização maior? 
b) Entre os elementos representados no 3º período, qual apresenta 1º potencial de ionização 
menor? 
c) Entre os elementos representados, qual o que apresenta 1ª afinidade eletrônica maior? 
d) Entre os elementos representados no 4º período, qual exige menor quantidade de energia 
para perder o 1º elétron? 
 
 
e) Entre os elementos representados, qual o que libera maior quantidade de energia pela 
entrada de 1elétron? 
f) Entre os elementos representados, qual o que possui átomos de maior tamanho? 
10. (UFF) Considere a tabela abaixo, onde estão apresentados valores de energia de ionização 
(E.I.). 
 
Responda: 
a) Por que a 1ª E.I. do Na é menor do que a 1ª E.I. do Mg? 
b) Por que a 2ª E.I. do Na é maior do que a 2ª E.I. do Mg? 
 
GABARITO: 
01. Resposta: Letra A 
- Döbereiner: organiza elementos com propriedades semelhantes em grupo de três, 
denominados tríades. 
- Chancourtois: coloca os elementos em forma de uma linha espiralada ao redor de um cilindro 
usando como critério a ordem crescente de massas atômicas. Essa classificação é conhecida 
como parafuso telúrico e é válido para elementos como número atômico inferior a 40. 
- Newlands: músico e cientista, agrupou os elementos em sete grupos de sete elementos, em 
ordem crescente das suas massas atômicas, de tal modo que as propriedades químicas se 
repetiam a cada 8 elementos. 
- Mendeleev: apresentou sua classificação periódica na qual ordenava os elementos em ordem 
de massas atômicas crescente. Na sua tabela apareciam lugares vagos que Mendeleyev 
admitiu corresponderem a elementos ainda não conhecidos. 
- Moseley: demonstra que a carga do núcleo do átomo é característica do elemento químico e 
se pode exprimir por um número inteiro. Designa esse número por número atômico e 
 
estabelece a lei periódica em função deste, que corresponde ao número de prótons que o 
átomo possui no seu núcleo. 
02. a) O elemento que apresenta a maior energia de ionização é o X e o elemento de menor 
energia de afinidade é o Y. Pois X possui o menor raio atômico e Y apresenta maior raioatômico com apenas 2 elétrons na última camada. 
b) Ordem crescente de raio: Z, T, V ou V-1, Z+2 e T. Quando um átomo cede elétrons os elétrons 
restantes serão mais atraídos pelo núcleo (contração). Portanto, o raio fica menor. Quando um 
átomo recebe elétrons, os elétrons já existentes provocam uma certa repulsão. Portanto, o 
raio fica maior. Logo, o T como não recebe nem cede elétrons ficará 
entre Z e V. 
 
c) O elemento mais eletronegativo é o V porque tem maior facilidade de receber elétron para 
atingir a configuração de gás nobre. 
d) Os elementos que apresentam para o elétron mais energético o número quântico 
secundário=1 são: o T e o V, porque o elétron mais energético está no 
subnível p. 
03. 
a) Rubídio, pois apresenta uma camada a mais. 
b) É um sólido, pois a ligação da fórmula é iônica. 
c) Devido ao aumento da nuvem eletrônica dos 
átomos. 
04. Alumínio (Al) - metal (grupo 3A) é o metal mais abundante da crosta terrestre. É branco, 
brilhante e muito leve. 
Mn - elemento de transição (grupo 7B) é aplicado na obtenção de aços especiais. 
 
05. a) A energia necessária para arrancar o 2º elétron é maior do que a necessária para o 1º e 
assim, sucessivamente. Ao Chegar no 5º elétron, o átomo em questão atinge a estabilidade e 
por isso, o salto de energia representado no gráfico. 
b) Mudanças para o nível mais interno. 
 
 
 
06. a) F > S > Na. 
b) Podemos observar, de acordo com o gráfico, que a partir do argônio os potenciais de 
ionização assumem valores próximos com o aumento do número atômico. 
 
07. Enxofre. O elemento deve possuir 6 elétrons em sua camada de valência, já que há uma 
descontinuidade entre a 6ª e a 7ª energia de ionização, indicando uma mudança de camada. 
grupo 17 (VII A). 
 
08. Alternativa E. O Potássio (K) e o Bromo (Br) se localizam no mesmo período, só que em 
lados opostos: K na extremidade esquerda da tabela e Br na extremidade direita. Em um 
mesmo período, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda na tabela. 
a) (INCORRETA) hidrogênio não é um metal alcalino, é um gás. 
b) (INCORRETA) nitrogênio é o elemento mais eletronegativo da 15ª coluna. 
c) (INCORRETA) sódio é o elemento mais eletropositivo do 3° período. 
d) (INCORRETA) mercúrio é um METAL líquido à temperatura ambiente. 
 
09. 
 a) I (por ter menor Z) 
 b) B (família 1-quer dar elétrons) 
 c) H (família 17 (quer receber elétrons) e menor Z) 
 d) L (família 1-quer dar elétrons) 
 e) H (família 17 (maior afinidade eletrônica) e menor Z) 
 f) A ( maior no de camadas) 
10. a) Do Na para o Mg, ocorre aumento da carga nuclear, maior atração nuclear pelos 
elétrons de valência, logo maior E.I.. 
 b) Na  Na+ + 1e- 
 Mg  Mg+ + 1e- 
Após a retirada do 1º elétron, o Na atinge a configuração eletrônica do gás nobre Ne, desta 
forma, mais estável a espécie e, portanto maior EI, para a retirada do 2º elétron.