PRINCIPIOS DE QUIMICA BIOLOGICA AULA (3)

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Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 3: Tabela periódica
Apresentação
Em 1869, dois cientistas, o alemão Lothar Meyer e o russo Dmitri Mendeleev, descobriram, cada um em seu próprio
laboratório, que os elementos, quando arranjados na ordem crescente das massas atômicas, agrupavam-se em famílias com
propriedades semelhantes. Mendeleev chamou essa observação de lei periódica.
O arranjo da Tabela periódica é uma das realizações mais importantes e, porque não dizer, úteis da Química, visto que ajuda
a organizar o que seria uma arrumação confusa de propriedades dos elementos. Entretanto, o fato de que a estrutura da
tabela corresponde à estrutura eletrônica dos átomos era desconhecido por seus descobridores.
A tabela periódica foi desenvolvida exclusivamente a partir das propriedades físicas e químicas dos elementos e resume
suas tendências. A capacidade de predizer essas propriedades com base na posição de um elemento químico na tabela é
uma das competências mais importantes do estudante da área.
Objetivos
Reconhecer a tabela periódica dos elementos;
Explicar a in�uência da distribuição eletrônica de um elemento em sua posição na tabela periódica e em suas
propriedades físicas e químicas;
Listar as propriedades periódicas dos elementos com base em sua classi�cação: metais, ametais, gases nobres.
Estrutura geral
Os elementos químicos são apresentados atualmente na tabela periódica, dispostos, segundo a ordem crescente de seus
números atômicos, em sete �leiras horizontais (ou períodos) e em dezoito colunas verticais (ou grupos).
O 1º período É muito curto Tem 2 elementos H e He
O 2º período É curto Tem 8 elementos Do Li ao Ne
O 3º período É curto Tem 8 elementos Do Na ao Ar
O 4º período É longo Tem 18 elementos Do K ao Kr
O 5º período É longo Tem 18 elementos Do Rb ao Xe
O 6º período É superlongo Tem 32 elementos Do Cs ao Rn
O 7º período É incompleto Tem 32 elementos Do Fr ao Og
Veja a seguir algumas características relativas a estrutura da Tabela Periódica:
01
A classi�cação dos elementos químicos em períodos revela que elementos de um mesmo período
apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas. Por exemplo, o sódio (Na), o magnésio
(Mg) e o alumínio (Al) pertencem ao terceiro período. Então, esses elementos têm três camadas
eletrônicas.
02
No sexto período, no quadrículo correspondente à terceira coluna, estão quinze elementos que, por
questão de comodidade de leitura, estão indicados em uma �leira à parte. Eles são chamados de
terras raras ou lantanídios.
03 No sétimo período, no quadrículo correspondente à terceira coluna, estão quinze elementosindicados na segunda linha abaixo da tabela. Esses elementos formam a série dos actinídeos.
04
Devemos ainda assinalar que todos os elementos situados após o urânio-92 não existem na
natureza. Eles devem ser preparados arti�cialmente. São os denominados elementos
transurânicos.
Cada quadrícula da tabela periódica apresenta cinco
informações:
O símbolo do elemento na parte central;
A distribuição eletrônica à direita;
O nome do elemento à esquerda;
O número atômico acima do símbolo;
A massa atômica abaixo do símbolo.
 Quadrícula da tabela periódica. (Fonte: Fiorotto, 2014)
Comentário
Os elementos estão dispostos de acordo com seus números atômicos, em ordem crescente. Com exceção do hidrogênio (H), os
não metais aparecem na extrema direita da tabela. As duas �las de metais que aparecem abaixo do corpo principal da tabela
estão colocadas assim por convenção, para evitar que a tabela �que muito larga. Na realidade, o cério (Ce) devia ser exibido após
o lantânio (La), e o tório (Th) devia vir depois do actínio (Ac). A designação de 1-18 foi recomendada pela União Internacional de
Química Pura e Aplicada (Iupac).
Grupos ou Famílias Períodos
Grupo principal dos metais Metais de transição Metaloides Não metais
 Períodos e grupos na tabela periódica. (Fonte: Kotz, 2015)
A tabela periódica pode ser usada na predição de inúmeras propriedades, muitas das
quais são cruciais para a compreensão da química.
A tabela é dividida em blocos, cujos nomes indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção (os
blocos s, p, d e f). Dois elementos são exceções:
Hélio
O hélio, como tem dois elétrons 1s, deveria aparecer no bloco s, mas é colocado no bloco p devido a suas propriedades.
Ele é um gás cujas características são semelhantes às dos gases nobres do Grupo 18, não às dos metais reativos do
Grupo2. Sua colocação no Grupo 18 justi�ca-se porque, assim como os demais elementos do Grupo 18, ele tem a
camada de valência completa.
Hidrogênio
O hidrogênio ocupa uma posição única na tabela periódica. Ele tem um elétron s, logo, pertence ao Grupo 1; mas tem
um elétron a menos do que a con�guração de um gás nobre e, assim, pode agir como um membro do Grupo 17. Você o
encontrará, na maioria das vezes, destacado do corpo da tabela periódica.
 Blocos dos elementos na tabela periódica. (Fonte: Atkins e Jones, 2018)
Os nomes dos blocos da tabela periódica indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção. As
cores dos blocos correspondem às cores usadas para representar os orbitais.
Os blocos s e p formam os grupos principais da tabela periódica. As con�gurações eletrônicas semelhantes dos elementos do
mesmo grupo são a causa das propriedades semelhantes desses elementos.
O número do grupo informa quantos elétrons estão presentes na camada de valência. No bloco s, o número do grupo (1 ou 2) é
igual ao número de elétrons de valência. Essa relação se mantém em todos os grupos principais quando se usa a antiga prática
dos números romanos (I a VIII) para indicar os grupos. No entanto, ao usar números arábicos (1–18), é preciso subtrair, no bloco
p, 10 unidades do número do grupo para encontrar o número de elétrons de valência. Os elementos do bloco f têm propriedades
químicas muito semelhantes, porque sua con�guração eletrônica difere somente na população dos orbitais f internos, e esses
elétrons participam pouco da formação de ligações.
Todos os elementos do bloco s são metais reativos que formam óxidos básicos. Os elementos do bloco p tendem a ganhar
elétrons para completar camadas; eles vão de metais a metaloides e não metais. Todos os elementos do grupo d são metais com
propriedades intermediárias entre as dos metais do bloco s e as dos metais do bloco p. Muitos elementos do bloco d formam
cátions com mais de um estado de oxidação.
Classi�cações dos elementos
 Tabela periódica moderna. (Fonte: Tabela Periódica.org <https://www.tabelaperiodica.org/> )
Podemos dizer que existem três classes de elementos na tabela periódica: metais, não metais e metaloides. A maior parte dos
elementos é metal – somente 24 não são.
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São sólidos em temperatura ambiente (exceto o mercúrio, que é líquido), brilhantes, condutores de eletricidade, dúcteis
(podem ser estirados em �os) e maleáveis (podem ser malhados e transformados em lâminas). Em suas reações, os metais
tendem a doar elétrons. Também formam ligas, que são soluções de um ou mais metais dissolvidos em outro metal. Em
suas reações químicas, os metais tendem a doar elétrons.
Metais 
https://www.tabelaperiodica.org/
São a segunda classe de elementos. Com exceção do hidrogênio, os dezoito não metais aparecem no lado direito da tabela
periódica. Com exceção do gra�te, que é uma das formas do carbono, os não metais não conduzem eletricidade.
Em temperatura ambiente, não metais como fósforo e iodo são sólidos. O bromo é um líquido e os elementos do grupo 8A
(os gases nobres) – do hélio ao radônio – são gases. Em suas reações químicas os não metais tendem a receber elétrons.
Praticamente todos os compostos que encontramos em nosso estudo de Química Orgânica e Bioquímica são construídos
de seis não metais: H, C, N, O, P e S.
Não metais 
Esses elementos têm algumas propriedades dos metais e algumas dos não metais. Por exemplo, alguns metaloides são
brilhantes como metais, mas não conduzemeletricidade. São eles:
Boro;
Silício;
Germânio;
Arsênio;
Antimônio;
Telúrio.
Metaloides 
Esses elementos, comumente chamados de gases nobres, são mais um exemplo de como as propriedades dos elementos
mudam gradualmente ao longo de uma coluna. Os elementos do grupo 8A são gases em temperatura e pressão normais, e
formam poucos compostos, ou nenhum.
Gases nobres 
Saiba mais
As características dos elementos metálicos e não metálicos
Metálico Não metálico
Propriedades físicas Propriedades físicas
Boa condutividade elétrica
Maleáveis
Dúcteis
Brilhantes
Normalmente são sólidos com alto ponto de fusão e
boa condutividade térmica.
Baixa condutividade elétrica
Não maleáveis
Não dúcteis
Não brilhantes
Normalmente são sólidos, líquidos ou gases com baixo
ponto de fusão e maus condutores de calor.
Propriedades químicas Propriedades químicas
Reagem com ácidos
Formam óxidos básicos
Formam cátions
Formam haletos iônicos
Não reagem com ácidos
Formam óxidos ácidos
Formam ânions
Formam haletos covalentes
Os elementos são frequentemente denominados de acordo com o número do grupo ao qual pertencem na tabela periódica.
Porém, por conveniência, alguns grupos possuem nomes especiais:
1
Metais alcalinos
Elementos do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr);
2
Metais alcalinoterrosos
Elementos do grupo 2(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra);
3
Halogênios
Elementos do grupo 17 (F, Cl, Br, I e At);
4
Gases nobres
Elementos do grupo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn).
Propriedades periódicas e aperiódicas
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Há, contudo, algumas
propriedades cujos valores só variam com o aumento do número atômico e que são chamadas de propriedades aperiódicas.
Dentre essas propriedades podemos citar:
1 2
A massa atômica, que aumenta com o
número atômico;
O calor especí�co do elemento no estado
sólido, que diminui com o aumento do
número atômico.
Quando os elementos são dispostos em ordem crescente dos números atômicos, cada um deles tem propriedades químicas
diferentes das de seus vizinhos. Entretanto, há semelhanças acentuadas entre alguns elementos.
Exemplo
Dos 107 elementos conhecidos, apenas doze são gases em CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Desses, seis
têm propriedades químicas tão semelhantes, que se torna conveniente estudá-los em conjuntos - são os gases nobres ou inertes.
Se considerarmos as propriedades de outros elementos, veremos que essa repetição
de propriedades é comum. Portanto, é mais fácil agrupá-los em famílias de acordo
com suas propriedades.
 Raio Atômico. (Fonte: Quality Stock Arts / Shutterstock)
Raio atômico
As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem de�nidas, logo, não é possível medir o
raio exato de um átomo. O raio atômico de um elemento é de�nido como a metade
da distância entre os núcleos de átomos vizinhos.
Raio iônico
Raio iônico de um elemento é a distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em
outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a
soma dos dois raios iônicos.
Todos os cátions são menores do que os átomos originais porque os átomos
perdem seus elétrons de valência para formar o cátion.
Os ânions são maiores do que os átomos que lhes deram origem. Isso é atribuído ao
aumento do número de elétrons da camada de valência do ânion e aos efeitos de
repulsão que os elétrons exercem uns sobre os outros.
Energia de ionização
A energia necessária para remover elétrons de um átomo é de suma importância para a compreensão de suas propriedades
químicas. A energia de ionização é a carga necessária para remover um elétron de um átomo na fase gás.
 Variação da primeira energia de ionização em virtude do número atômico dos
elementos. (Fonte: Fiorotto, 2014)
 Símbolos de elementos químicos (Fonte: MicroOne / Shutterstock)
A�nidade eletrônica
A a�nidade eletrônica de um elemento é a energia liberada
quando um elétron se liga a um átomo na fase gás. Uma
a�nidade eletrônica positiva signi�ca que energia é liberada
quando um elétron se liga a um átomo. Uma a�nidade
eletrônica negativa signi�ca que é necessário fornecer energia
para fazer um elétron se ligar a um átomo.
Densidade absoluta
A densidade absoluta dos elementos no estado sólido é uma
propriedade periódica porque aumenta e diminui à medida que
crescem os números atômicos. Em um período, as densidades
são baixas nas extremidades e muito altas no centro da tabela.
Percorrendo um período da esquerda para a direita, a
densidade vai crescendo cada vez mais até atingir o meio do
período. A partir daí, vai decrescendo cada vez mais até́ o �nal
do período.
Volume atômico
O volume atômico é o volume ocupado por 6,02 x 1023 (número de Avogadro) átomos de um elemento no estado sólido. Logo,
quanto maior o tamanho de cada átomo, maior o volume do “pacote” de átomos. Em outras palavras, os volumes atômicos
atingem valores máximos para os elementos situados nas extremidades dos períodos e mínimos para os elementos situados no
centro da tabela.
 Volume atômico x Número atômico (Fonte: Fiorotto, 2014)
Pontos de fusão e ebulição
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em ebulição são também funções periódicas de seus números
atômicos.
De um modo geral, os pontos de fusão e de ebulição dos elementos aumentam:
01 Em um período – Das extremidades para o centro databela;
01 Em um grupo do lado esquerdo –De baixo para cima,principalmente os alcalinos e alcalinoterrosos;
01 Em um grupo do lado direito e no centro da tabela –aumentam de cima para baixo.
 Ponto de fusão x Número atômico (Fonte: Fiorotto, 2014)
Estados físicos
Os estados físicos dos elementos considerados a 25°C sob pressão de uma atmosfera são:
1
Gases
Gases nobres, �úor, cloro, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio;
2
Líquidos
Bromo, mercúrio;
3
Sólidos
Demais elementos.
Eletronegatividade
Eletronegatividade é a força com a qual um átomo atrai um elétron para si no instante da formação de uma ligação química com
outro átomo. A propriedade oposta é chamada eletropositividade e sua variação é exatamente inversa.
A eletronegatividade aumenta de baixo para cima em um grupo, e da esquerda para a direita em um período. O �úor é o elemento
de maior eletronegatividade. De modo geral, podemos dizer que um elemento é mais eletronegativo:
Quanto mais elétrons periféricos tiver (mais próximo de oito);
Quanto menor for o tamanho do átomo.
Atenção
Não se de�ne eletronegatividade para os gases nobres em razão de sua estabilidade química.
Atividade
1. (CESGRANRIO) Um átomo T apresenta menos 2 prótons que um átomo Q. Com base nessa informação, assinale a opção falsa:
a) (T) Calcogênio e (Q) Gás nobre
b) (T) Enxofre e (Q) Silício
c) (T) Gás nobre e (Q) Alcalinoterroso
d) (T) Halogênio e (Q) Alcalino
e) (T) Bário e (Q) Cério
2. (UCDB - MT) Os elementos A, B e C pertencem a um mesmo período da tabela periódica. Se B é um halogênio, pode-se
a�rmar que:
x x+1 x+2
a) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no último nível.
b) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no último nível.
c) A é um calcogênio e C é um gás nobre.
d) A é um metal alcalino e C é um gás nobre.
e) A é um metal e C é um não metal.
3. (ENEM - 2017) No ar que respiramos existem os chamados "gases inertes". Trazem curiosos nomes gregos, que signi�cam "o
novo", "o oculto", "o inativo". E de fato são de tal modo inertes, tão satisfeitos em sua condição, que não interferem em nenhuma
reação química, não se combinam com nenhum outro elemento e justamente por esse motivo �caram sem ser observados
durante séculos. Só em 1962 um químico, depois de longos e engenhosos esforços, conseguiu forçar "o estrangeiro" (o xenônio) a
combinar-se fugazmente com o �úor ávido e vivaz, e a façanha pareceu tão extraordinária que lhe foi conferido o Prêmio Nobel.
Adaptado de: Levi, 1994.
Qual propriedade do �úor justi�ca sua escolha como reagente para o processo mencionado?
a) Densidade
b) Condutância
c) Eletronegatividade
d)Estabilidade nuclear
e) Temperatura de ebulição
Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman,
2018.
BIBLIOTECA Universitária Pearson. Química Geral. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2014. (Unidade 1).
CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Intersaberes, 2015. cap. 4-5.
FIOROTTO, N. R. Química – estrutura e estequiometria. São Paulo: Erica, 2014.
KOTZ, J. C. Química Geral e reações químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2015. v. 1.
LEVI, P. A tabela periódica. Rio de Janeiro: Relume-Dumare, 1994.
Próxima aula
Signi�cado de ligação química;
Formação de uma ligação iônica;
Diferença entre ligação covalente polar e ligação covalente apolar.
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Para entender melhor os assuntos estudados nesta aula, assista ao vídeo Tabela periódica - classi�cação dos elementos
<https://www.youtube.com/watch?v=mlq58sRaLKw> .
https://www.youtube.com/watch?v=mlq58sRaLKw