tabela periódica

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Classificação dos Elementos Químicos 
(O Primeiro Elemento) 
 
• "Ao lado, o fósforo (P). 
Primeiro elemento a ser 
descoberto em 1669 
pelo alquimista Henning 
Brand 
 
• Ponto de partida para a 
construção da Tabela 
Periódica". 
 
 
PRIMEIRA CLASSIFICAÇÃO 
• A primeira classificação, a de Lavoisier, 
foi à divisão dos elementos em metais e 
não-metais. 
 
• Isso possibilitou a antecipação das 
propriedades de outros elementos, 
determinando assim, se seriam ou não 
metálicos. 
Johann W. Dobereiner (1829) 
(O Primeiro Modelo de Tabela Periódica) 
• A massa atómica do elemento central da 
tríade era a média das massas atômicas 
do primeiro e terceiro membro. 
• Muitos dos metais não podiam ser 
agrupados em tríades. 
 
Cálcio Estrôncio Bário 
40 88 >>> (40 + 137)/2 = 88,5 137 
1817 - Lei das tríades de Döbereiner 
Elemento Massa Atômica 
Ferro 56 
Cobalto 59 
Níquel 58 
Elemento Massa Atômica 
Lítio 07 
Sódio 23 
Potássi 39 
Germain Hess (1849) 
(O Segundo Modelo de Tabela Periódica) 
• Publicou no seu manual Fundamentos da Química 
Pura uma classificação de quatro grupos de 
elementos (não-metais) com propriedades 
químicas semelhantes . 
Iodo Telúrio Carbono Nitrogênio 
Bromo Selênio Boro Fósforo 
Cloro Enxofre Silício Arsênio 
Flúor Oxigênio 
 
 Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862) 
(O Terceiro Modelo de Tabela Periódica) 
• Propôs um sistema denominado 
“parafuso telúrico.” 
 
• Distribuiu os elementos na forma 
de uma espiral de 45º na superfície 
de um cilindro. 
 
• Em cada volta da espiral ele 
colocou 16 elementos em ordem 
crescente de massa atômica, de 
modo a posicionar os elementos 
com propriedades semelhantes um 
por baixo do outro na geratriz do 
cilindro. 
 
John A.R. Newlands (1864) 
(O Quarto Modelo de Tabela Periódica) 
• Sugeriu que os elementos, poderiam 
ser arranjados num modelo periódico 
de oitavas, na ordem crescente de 
suas massas atômicas. 
 
• 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 idéia de Newlands foi ridicularizada 
pela analogia com os sete intervalos 
da escala musical. 
 
Mendeleev (1869): Organizou os elementos em ordem crescente 
de massa atômica e observou que os elementos apresentavam 
propriedades químicas semelhantes. 
Moseley (1913): As propriedades dos elementos são uma função periódica 
dos seus números atômicos. 
Glenn Seaborg (1951) 
(A Tabela Periódica nos dias de hoje) 
• Realizou a última maior troca na tabela 
periódica em 1950. 
 
• A partir da descoberta do plutônio em 1940, 
Seaborg descobriu todos 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. 
 
• O elemento 106 tabela periódica é chamado 
seabórgio, em sua homenagem. 
 
 
Estrutura da Tabela Periódica 
 Existência dos Elementos: 
Elementos Naturais: Z  92 
Elementos Artificiais: Z  92 
H Cisurânicos U Transurânicos 
Mt 
1 92 109 
Classificação dos Elementos Artificiais: 
As modificações mais recentes 
da Tabela Periódica 
• O sistema de numeração dos grupos são recomendados pela União 
Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). 
 
• A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, sendo o 
grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.c 
 
 
Forma longa da T. P. 
 
• Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica 
moderna esta baseada no número atômico dos 
elementos. 
 
• Daí decorre a actual lei periódica. 
 
• As propriedades dos elementos 
químicos são funções periódicas do 
número atômico. 
Entendendo a T.P. 
• A tabela periódica mostra a semelhança entre dois ou mais 
elementos. Se observarmos as propriedades dos elementos, 
notamos a semelhança entre alguns elementos. Essas 
semelhanças se repetem em intervalos, sempre relacionados 
ao número atómico. 
 
• 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). 
 
• O número do período corresponde ao número de níveis 
eletrônicos. Todos os elementos de um mesmo período tem o 
mesmo número de camadas. 
 
• Exemplo: 26Fe - 1s2; 2p6, 3s2; 3p6; 4s2; 3d6  4 camadas 
 4º período 
Famílias ou grupos: 
• São em número de 18, sendo que cada 
um agrupa elementos com propriedades 
químicas semelhantes e apresentam a 
mesma configuração eletrônica na sua 
camada de valência (últimos subníveis). 
 
Hidrogénio 
É um elemento atípico, pois possui a 
propriedade de se combinar com 
metais, ametais e semimetais. 
 
Nas condições ambientes, é um gás 
extremamente inflamável. 
 
Grupo 1 - Metais Alcalinos: São metais pertencentes ao bloco s. 
São elementos que reagem vigorosamente. São metais macios, 
prateados e fundem em baixas temperaturas. Eles produzem 
hidrogênio quando colocados em contato com a água. 
Na(s) + H2O(l) NaOH(l) + H
+
(g)
 
K 
L 
M 
N 
O 
P 
Q 
Aumenta o Número 
de Camadas 
Todos os elementos deste grupo apresentam 1 elétron 
na última camada de valência, ou seja ns1. 
Na (Z = 11) – 1s2 2s2 2p6 3s1 
Grupo 2 - Metais Alcalinos Terrosos: Os elementos Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr) e 
Bário (Ba) são chamados de metais alcalinos terrosos, mas o nome é estendido 
para todo o grupo 2. Este elementos também pertencentes ao bloco s. Estes 
elementos apresentam propriedades em comum com o Grupo 1, porem suas 
reações são menos vigorosas. 
Aumenta o Número 
de Camadas 
K 
L 
M 
N 
O 
P 
Q 
Todos os elementos deste grupo apresentam 2 elétrons 
na última camada de valência, ou seja ns2. 
Mg (Z = 12) – 1s2 2s2 2p6 3s2 
Grupo 3 a 12 – Metais de Transição: Os elementos do bloco d, com exceção dos 
elementos do Grupo 12, são chamados de metais de transição. Estes elementos 
estão entre os metais Bloco s, que reagem vigorosamente e os metais menos 
reativos, lados esquerdo do Bloco p. 
Todos os elementos deste 
grupo apresentam o subível 
mais energético d pertencente 
a penúltima camada. 
Fe (Z = 26) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Cu (Z = 29) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 
Zn (Z = 30) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
Grupo 13 ou IIIA – Grupo do Boro: Estes elementos 
apresentam 3 elétrons na última camada. A configuração 
da camada de valência é ns2 np1; 
Grupo 14 ou IVA – Grupo do Carbono: Os elementos 
deste grupo apresentam 4 elétrons na última camada, 
com configuração eletrônica igual ns2 np2; 
Grupo 15 ou VA – Grupo do Nitrogênio: Os elementos 
deste grupo apresentam 5 elétrons na última camada, 
com configuração eletrônica da camada de valência ns2 
np3; 
Grupo 16 ou VIA – Grupo dos Calcogênios: Os 
elementos deste grupo apresentam 6 elétrons na última 
camada, com configuração eletrônica da camada de 
valência é ns2 np4; 
Grupo 17 ou VIIA – Grupo dos Halogênios: Neste 
grupo os elementos apresentam 7 elétrons na última 
camada, com configuração eletrônica da camada de 
valência ns2 np5; 
B (Z = 5) – 1s2 2s2 2p1 
C (Z = 6) – 1s2 2s2 2p2 
N (Z = 7) – 1s2 2s2 2p3 
O (Z = 8) – 1s2 2s2 2p4 
F (Z = 9) – 1s2 2s2 2p5 
Grupo 18 ou VIIIA– Gases Nobres: São considerados quimicamente neutros, ou 
seja, combinam-se com poucos elementos. Até os anos 60 eram conhecidos como 
gases inertes, porque acreditava-se que eles não se combinavam com nenhum 
elemento. Todos os elementos deste grupo são gases incolores e inodoros. 
Com exceção do Hélio (He) todos os demais elementos 
apresentam configuração eletrônica na camada de 
valência ns2 np6; 
He (Z = 2) – 1s2 
Ne (Z = 10) – 1s2 2s2 2p6 
Metais de Transição Interna– Lantanídeos e os Actinídeos: Na lilnha superior 
deste bloco temos os elementos que seguem o Lantâneo La (elemento 57) 
localizado no Sexto Período, na qual chamamos de LANTANÌDEOS. Na linha 
inferior, seguindo o Actíneo Ac (elemento 89), localizado no Sétimo Período, 
encontramos os Actinídeos. 
LANTANÍDEOS ACTINÍDEOS 
Subnível mais energético = 4f 
Última camada = 6s2 
Subnível mais energético = 5f 
Última camada = 7s2 
Propriedades Aperiódicas e 
Periódicas 
 
• 
 Propriedades aperiódicas: são aquelas 
cujos valores variam ( crescem ou 
decrescem) na medida que o número 
atómico aumenta e que não se repetem em 
períodos determinados ou regulares. Ex.: 
número de nêutrons, massa atômica, calor 
específico. 
 
• A massa atómica de um número sempre 
aumenta de acordo com o número atômico 
desse elemento. 
 
 
Propriedades Periódicas 
 
 
• São aquelas que a medida que o número 
atómico aumenta, assumem valores 
semelhantes para intervalos regulares, ou seja, 
repetem-se periodicamente. 
 
• São exemplos de propriedades periódicas: raio 
atómico, electronegatividade, energia ou 
potencial de ionização, reatividade química, 
densidade, volume atômico , electroafinidade, e 
ponto de fusão. 
RAIO ATÓMICO 
O raio atômico é definido como a metade da distância entre os núcleos de dois 
átomos vizinhos. 
RAIO ATÓMICO 
 Ao longo de um grupo, o 
raio atómico aumenta com 
o número atómico, porque 
vai aumentando o número 
de camadas (níveis) 
electrónicas ocupadas e a 
carga dos electrões das 
camadas interiores repelem 
os electrões mais exteriores. 
RAIO ATÓMICO 
 Ao longo de um período, o raio atómico 
diminui com o número atómico, porque vai 
aumentando a força atractiva núcleo-
electrões, o que provoca a contracção da 
nuvem electrónica. 
RAIO ATÓMICO 
VARIAÇÃO PERIÓDICA 
RAIO ATÓMICO 
 Variação do raio atómico (covalente), 
ao longo da Tabela Periódica. 
 Para partículas com a mesma carga nuclear 
a que tiver mais electrões, apresenta maior 
raio, pois as repulsões inter-electrónicas são 
mais fortes. 
RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO 
RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
 Ei + X ( g )  X 
+ ( g ) + e- 
 ENERGIA DE IONIZAÇÃO - energia 
mínima que é necessária para remover 
um electrão do átomo, transformando-o 
num ião monopositivo. 
Ei + X (g)  X 
+ (g) + e- 
 
 em que: 
Ei = H 
 
 
 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
 Ao longo do grupo a energia de ionização 
diminui, por existir maior número de electrões 
internos, o que faz com que a atracção efectiva 
entre o núcleo (que se diz blindado ou 
protegido) e um dos electrões mais externos 
seja menor. 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
 Ao longo do período o aumento da carga 
nuclear experimentada pelos electrões de 
valência produz uma diminuição do átomo 
tornando mais difícil a remoção do electrão. 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
IRREGULARIDADES 
 - a E1 do boro (Z = 5) é menor 
que a E1 do berílio (Z = 4); 
 
 No B o electrão a ser removido encontra-se numa orbital 
2p; enquanto no Be encontra-se na orbital 2 s, mais 
próxima do núcleo, ou seja, o núcleo do B está mais 
blindado por electrões. É mais fácil remover o electrão 
2p do B do que o electrão 2s do Be. 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
IRREGULARIDADES 
 - a E1 do oxigénio (Z = 8) é menor que a E1 
do azoto (Z = 7); 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
IRREGULARIDADES 
 No N , a orbital 2p está semipreenchida enquanto que no O 
a orbital 2p está ocupada por quatro electrões . O quarto 
electrão deste subnível ( p ) está numa orbital já ocupada 
por um electrão experimentando maior repulsão , logo , 
este electrão é mais facilmente removido que qualquer dos 
electrões p das orbitais semipreenchidas do átomo de N . 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
IRREGULARIDADES 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO 
IRREGULARIDADES 
 Irregularidades semelhantes (que podem ser 
explicadas da mesma maneira) podem ser 
encontradas nos períodos 3, 4, 5 e 6. 
AFINIDADE ELECTRÓNICA 
X (g) + e-  X - (g) + A 
 Afinidade electrónica ( A ) – é a energia 
libertada quando se adiciona uma mole de 
electrões a uma mole de átomos neutros 
no estado gasoso ( T = 0 K ) e 
fundamental. 
 
X (g) + e-  X - (g) H < 0 
AFINIDADE ELECTRÓNICA 
 Algumas afinidades electrónicas são 
negativas; isto significa que a energia é 
absorvida quando se adiciona a mole de 
electrões. 
 Ex : 
Be ( g ) + e- + 100 kJ → Be – ( g ) Endotérmico 
 Valor negativo 
AFINIDADE ELECTRÓNICA 
 Ex : 
F ( g ) + e- → F – ( g ) + 328 kJ Exotérmico 
 Valor positivo 
AFINIDADE ELECTRÓNICA 
RESUMINDO 
É a propriedade que o átomo apresenta de atrair elétrons. 
Esta propriedade depende de dois importantes fatores: o número de elétrons na 
última camada e o tamanho do átomo. 
Segundo Fator: Quanto menor o tamanho do átomo, maior é a atração do núcleo 
sobre os elétrons periféricos. Desta forma, é muito maior a atração pelos elétrons que 
estão nas suas proximidades. Portanto, quanto menor o tamanho do átomo, maior a 
sua ELETRONEGATIVIDADE. 
Primeiro Fator: Quanto mais próximo o átomo estiver de atingir a estabilidade, ou 
seja, apresentar oito elétrons na última camada, maior a sua atração por elétrons. 
Portanto, maior a sua ELETRONEGATIVIDADE. 
 
ELECTRONEGATIVIDADE 
 
 
ELECTRONEGATIVIDADE 
 
 
ELETROPOSITIVIDADE ou CARÁTER 
METÁLICO 
• É a capacidade de um átomo perder 
elétrons, originando cátions. 
 
REACTIVIDADE QUÍMICA 
 
• A reactividade de um elemento químico está 
associada à sua maior ou menor facilidade 
em ganhar ou perder elétrons. 
• Assim, os elementos mais reativos serão 
tantos os metais que perdem elétrons com 
maior facilidade, quanto os ametais que 
ganham elétrons com maior facilidade. 
• Entre os metais, o mais reativo é o frâncio 
(Fr) 
• Entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F). 
PROPRIEDADE FÍSICAS DOS 
ELEMENTOS 
• As propriedades físicas são 
determinadas experimentalmente, 
mas, em função dos dados 
obtidos, podemos estabelecer 
regras genéricas para sua 
variação, considerando a posição 
do elemento na tabela periódica. 
É definida como sendo a razão entre a massa específica (m) e o volume (V). Para 
um elemento químico a massa corresponde a massa atômica do elemento e o 
volume ocupado por este elemento. 
VARIAÇÃO DA DENSIDADE 
Nos grupos a 
densidade aumenta 
de cima para baixo e 
nos períodos 
aumenta das laterais 
para o centro. 
 m (g) 
 V (cm3) 
d = 
DENSIDADE 
 
 
PONTO DE FUSÃO (PF) e PONTO 
DE EBULIÇÃO (PE) 
 
• PONTO DE FUSÃO É temperatura na qual uma substância 
passa do estado sólido para o estado líquido. 
 
• PONTO DE EBULIÇÃO É temperatura na qual uma 
substância passa do estado líquido para o estado gasoso. 
 
• Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos), 
IIB, 3A, 4 A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e 
ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da 
tabela. De modo inverso, nas demais famílias, os elementos 
com maiores PF e PE estão situados na parte inferior. 
 
• Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE crescem da 
extremidades para o centro da tabela. 
Entre os metais o tungstênio (W) é o 
que apresenta o maior PF: 5900 ° C. 
• Uma anomalia importante ocorre com 
o elemento químico carbono (C),um 
ametal: 
 
• Ele tem uma propriedade de 
originar estruturas formadas 
por um grande número de 
átomos elevados pontos 
de fusão ( PF =3550 ° C) 
METAIS: Constituem aproximadamente 76% dos elementos da tabela periódica. 
Conduzem eletricidade e calor, são maleáveis e flexíveis, são sólidos a temperatura 
ambiente com exceção do Gálio (Ga Z = 31) e do Mercúrio (Hg Z = 80), que são 
líquidos. 
NÃO-METAIS:Constituem aproximadamente 11% dos elementos da tabela, no 
entanto, são os mais abundantes na Natureza. Em geral são maus condutores de 
eletricidade e calor, não são maleáveis nem flexíveis. São sólidos o Carbono (C), o 
Fósforo (P), o Enxofre (S), o Selênio (Se) e o Iodo (I), líquido o Bromo (Br) e gasoso 
o Hidrogênio (H), o Nitrogênio (N), o Oxigênio (O), o Flúor (F) e o Cloro (Cl). 
SEMI-METAIS OU METALÓIDES: Constituem cerca de 7% dos elementos da 
tabela. Estes elementos têm a aparência de um metal mas comportam-se 
quimicamente como um não-metal. 
GASES NOBRES: Constituem aproximadamente 6% dos elementos da tabela. Este 
elementos são encontrados na natureza na forma de substâncias simples, são todos 
gases em condições ambientais. 
Classificação dos Elementos 
 
Variação das Propriedades 
Químicas 
ELEMENTOS DO GRUPO 1A - 
METAIS ALCALINOS 
• Possuem Energia de Ionização Baixa 
 
• Esses metais reagem rapidamente com 
a água para liberar hidrogénio (H2) e 
formar os respectivos hidróxidos. 
 
M (s) + H2O (l) → M
+ (aq) + OH− (aq) + H2 (g) 
Os números de oxidação coincidem com o seu 
número de grupo: 
Metais Alcalinos (1A): + 1 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Reacções com água 
O lítio reage a uma velocidade moderada; 
o sódio funde na superfície da água e o metal 
fundido desliza vigorosamente, podendo 
inflamar-se (especialmente se ficar parado); 
e o potássio funde e sempre se inflama. 
Com rubídio e césio a reação é explosiva. 
 2Li(s) + 2H2O(l) 2LiOH(aq) + H2(g) 
 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) 
 2K(s) + 2H2O(l) 2KOH(aq) + H2(g) 
• Os metais alcalinos apresentam alta 
reactividade (potencial de oxidação) e, 
portanto, na natureza são encontrados na 
forma de cátions monovalentes: 
 
• Li + , Na + , K + , Rb + ,Cs + 
 
• Reagem com o oxigénio do ar para formar 
vários tipos de óxidos ou de compostos 
oxigenados 
• Ex: O litio forma o óxido de litio 
 
 
4Li(s) + O2(g) → 2 Li2O(s) 
 Peróxidos e Superóxidos 
 
 
2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) 
 
 M(s) + O2(g) MO2(g) 
 
Os peróxidos contém o íon [-O-O-]2- . Eles são diamagnéticos (todos os 
elétrons estão emparelhados) e agentes oxidantes. 
Os superóxidos contêm o íon [O2]
- que possui um elétron 
desemparelhado; sendo portanto paramagnéticos e coloridos :LiO2 e 
NaO2 são amarelos, KO2 alaranjado, RbO2 castanho e CsO2 alaranjado 
. 
 
Todos os outros metais alcalinos formam peróxidos 
K, Rb, e Cs formam superóxidos 
K(s) + O2(g) → KO2(s) 
Óxidos Básicos 
• Os óxidos dos metais alcalinos reagem 
com água formando bases e com ácidos 
formando sal e água. 
 Óxido básico + H2O  base 
2NaO + H2O  2NaOH 
NaO + 2HCl  NaCl + H2O 
Óxido básico + ácido  sal + H2O 
METAIS ALCALINO TERROSOS (2A) 
• Possuem Energia de Ionização Baixa 
 
• Esses metais reagem com a água para 
liberar hidrogênio (H2). 
 
• Os números de oxidação coincidem com o 
seu número de grupo: 
 
• Metais Alcalinos Terrosos (IIA): + 2 
 
 
M (s) + 2 H2O (l) → M
+2 (aq) + 2OH− (aq) + H2 (g) 
Be 
Mg 
Ca 
Sr 
Ba 
• Os metais alcalino terrosos apresentam alta 
reatividade e, portanto, na natureza são 
encontrados na forma de cátions 
bivalentes:Be 2+ , Mg 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ ,Ba 2+ 
 
• Reagem com o oxigénio do ar para formar 
vários tipos de óxidos ou de compostos 
oxigenados 
 
• Ex: O Be e o Mg formam óxidos à elevadas 
temperatura 
 
 
2Be(s) + O2(g) → 2BeO(s) 
Óxidos Básicos 
• Os óxidos dos metais alcalino terrosos 
reagem com água formando bases e com 
ácidos formando sal e água. 
 
Óxido básico + H2O  base 
CaO + H2O  Ca(OH)2 
Óxido básico + ácido  sal + H2O 
MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O 
CaO (cal virgem, cal viva ) 
• O Mg reage com ácidos para libertar o gás 
hidrogénio gasoso 
Mg (s) + 2 H+ (aq) → Mg+2 (aq) + H2 (g) 
OBTENÇÃO 
• Sódio, Potássio, Magnésio e Cálcio são 
abundantes na crosta terrestre, mas a obtenção 
dos metais requer muita energia e 
consequentemente é cara!!! 
METAL FONTE 
NATURAL 
MÉTODO DE 
OBTENÇÃO 
LÍTIO LiAl(SiO3) ELETRÓLISE 
SÓDIO ÁGUA DO MAR ELETRÓLISE 
CÁLCIO CALCÁRIO ELETRÓLISE 
Elementos do Grupo 3A 
• O boro não forma compostos iónicos 
binários e não reage com a água 
• O Alumínio forma o óxido de alumínio 
quando exposto ao ar 
• O aluminio reage com o ácido clorídrico 
Al(s) + O2 (g)  2Al2 O3 (s) 
2Al (s) + 6 H+ (aq) → 2Al3+ (aq) + 3H2 (g) 
B 
Al 
Ga 
In 
Tl 
Óxidos Anfóteros (anfipróticos) 
• São óxidos de carácter intermediário entre ácido e 
básico. Reagem com ácidos e bases formando sal e 
água. 
Óxido anfótero + ácido/base  sal + água 
Al2O3 + 6HCl  AlCl3 + H2O 
Al2O3 + 2NaOH + H2O  2NaAl(OH)4 + 3H2O 
Elementos do Grupo 4A 
 
• Sn e Pb não reagem com a água 
mas reagem com ácidos libertando 
hidrogénio gasoso 
 
• Formam óxidos ácidos 
C 
Si 
Ge 
Sn 
Pb 
Elementos do Grupo 5A 
• Formam óxidos ácidos 
N 
P 
As 
Sb 
Bi 
Elementos do Grupo 6A 
• Formam óxidos ácidos 
 
 
O 
S 
Se 
Te 
Po 
Elementos do Grupo 7A 
 
 
x2 (g) + H2(g)  2HX(g) 
F2 (g) + 2H2O(l)  4HF(aq) + O2 (g) 
F 
Cl 
Br 
I 
At 
Elementos do grupo 8A 
 
 
 
He 
Ne 
Ar 
Kr 
Xe 
Propriedades dos Óxidos ao longo de um Período 
 
Na2O 
 
MgO 
 
Al2O3 
 
SiO2 
 
 
P4O10 
 
 
SO3 
 
 
Cl2O7 
 
Tipo de 
composto 
 
IÓNICO 
 
MOLECULAR 
Estrutura TRIDIMENSIONAL EXTENSA 
UNIDADES MOLECULARES 
DISCRETAS 
Ponto de 
fusão 
 
1275 
 
2800 
 
2045 
 
1610 
 
580 
 
16,8 
 
-91,5 
Ponto de 
ebulição 
 
? 
 
3600 
 
2980 
 
230 
 
? 
 
44,8 
 
82 
Natureza 
ácido 
base 
 
Básica 
 
Básica 
 
Anfotérica 
 
Ácida 
“Jamais considere seus estudos como uma obrigação, 
mas como uma oportunidade invejável para aprender 
 a conhecer a influência libertadora da beleza do 
reino do espírito, para seu próprio prazer pessoal 
e para proveito da comunidade à qual seu futuro 
trabalho pertencer." 
Albert Einstein