Propriedades e Tabela Periódica dos Elementos Químicos

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QUÍMICA GERAL 
AULA 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Marcos Baroncini Proença 
 
 
 
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CONVERSA INICIAL 
Uma das noções mais básicas aprendidas nos ensinos Fundamental e 
Médio é a das propriedades dos materiais e das substâncias em geral, que se 
devem às propriedades dos elementos químicos que as compõem. Já vimos que 
estas propriedades resultam da distribuição eletrônica e, em especial, da 
quantidade de elétrons na última camada. Assim, é de se esperar que elementos 
que tenham a mesma distribuição de elétrons na última camada possuam as 
mesmas propriedades caraterísticas. 
Desde que foram sendo desvendadas estas propriedades, cientistas 
tentaram agrupar e tabelar os elementos químicos em sua função. Nesta aula 
abordaremos algumas destas propriedades, bem como os estudos que levaram 
ao tabelamento dos elementos químicos. Abordaremos a Tabela Periódica e seu 
uso. 
TEMA 1 – PROPRIEDADES QUE GERARAM A TABELA PERIÓDICA 
1.1 Massa Atômica 
Já vimos que a massa atômica é a soma do número de prótons e nêutrons 
presentes no núcleo. Mas como este conceito evoluiu e originou a primeira 
classificação dos elementos químicos? 
Embora tenhamos visto na Aula 1 que Epicuro estabeleceu o primeiro 
conceito de massa atômica no século IV a.C., foi John Dalton, em 1803, com sua 
Teoria Atômica, que de fato postulou o conceito, inclusive estabelecendo uma 
metodologia empírica para calcular a massa atômica dos elementos químicos 
com os quais trabalhou em função da massa atômica do hidrogênio, para o qual 
estabeleceu o valor de massa atômica igual a 1 u.m.a. (unidade de massa 
atômica). Não havia recursos para confirmar sua metodologia de forma prática, 
o que gerou algumas distorções, como, por exemplo, estabelecer que a massa 
atômica do oxigênio fosse 7 u.m.a. em vez de 16 u.m.a. Isso ocorreu por 
considerar que a molécula de água era formada por um átomo de hidrogênio e 
um de oxigênio, quando de fato é formada por dois átomos de hidrogênio e um 
de oxigênio. Dalton chegou a montar uma lista dos elementos conhecidos em 
ordem crescente de massas atômicas. No entanto, como havia falhas na sua 
metodologia, a classificação proposta se apresentou bastante imprecisa. 
 
 
3 
Figura 1: Classificação dos elementos químicos proposta por Dalton 
 
Fonte: Pinterest. Disponível em: <https://br.pinterest.com/pin/69524387977287040/>. Acesso: 
23 mar. 2018. 
Foi apenas no século XIX, com o surgimento de equipamentos e 
metodologias usados por físicos e químicos para estudar características de 
compostos químicos e suas composições, que Jöns Jacob Berzelius, após 
ganhar provimento financeiro do governo da Suécia para adquirir modernos 
equipamentos e contratar um assistente, iniciou um trabalho de análise química 
de mais de 2000 compostos, cujos resultados geraram a produção de imenso 
acervo literário, do qual se destacam, principalmente, as bases da 
estequiometria moderna, sua famosa Teoria da Dualidade das Composições 
Químicas, que estabeleceu as bases para o estudo da afinidade química, e o 
isolamento e determinação dos pesos atômicos de 43 elementos, como o cálcio 
e o silício, bem como a descoberta de novos elementos, como o césio. Também 
gerou um imenso acervo experimental, tendo desenvolvido novos métodos de 
análise gravimétrica. 
Nestes estudos, estabeleceu as bases para a determinação das massas 
relativas dos átomos, fundamentadas nas leis ponderais da química. Nesta 
determinação, usou o átomo de oxigênio como referência, atribuindo a este 
elemento a massa 100. Como resultado, publicou em 1818 uma tabela de 
massas atômicas de 42 elementos. Mais adiante, organizou a notação química 
https://br.pinterest.com/pin/69524387977287040/
 
 
4 
da época, estabelecendo como símbolos dos elementos químicos as iniciais de 
seus nomes em latim e associando a seu símbolo um índice numérico que 
indicava a sua estequiometria nos compostos, o que até hoje se mantém. 
Figura 2: Jöns Jacob Berzelius 
 
Fonte: Dartmouth. Disponível em: 
<http://www.dartmouth.edu/~genchem/1617/spring/6winn/catalysis.html>. Acesso: 23 mar. 
2018. 
Em 1865, o químico belga Jean Servais Stas, que ganhara fama mundial 
ao determinar a massa atômica do carbono quando trabalhava na École 
Polytechnique de Paris sob a orientação do químico Jean-Baptiste Dumas, 
propôs uma tabela de massas atômicas, utilizando como padrão a massa 
atômica do oxigênio com valor igual a 16. Houve uma divisão entre os químicos 
da época, pois uma parte defendia o uso do hidrogênio com massa atômica 1 
como padrão e outra parte passou a defender o uso do oxigênio com massa 
atômica 16 como padrão. 
Entre 1862 e 1870, Dimitri Ivanovich Mendeleev, professor de química no 
Instituto Técnico de São Petesburgo, na Rússia, e Julius Lothar Meyer, professor 
de química na Universidade de Türbingen, na Alemanha, observaram, 
independentemente um do outro, ambos como consequência de seus estudos 
iniciados com Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen, na Europa, que as 
propriedades dos elementos químicos se repetiam com periodicidade quando 
eram dispostos em ordem crescente de massa atômica. Ambos também 
propuseram de forma independente (Dmitri I. Mendeleev, em seu tratado Osnovi 
Chimii, Princípios de Química, e Lothar Meyer, em seu livro Die Modernen 
 
 
5 
Theorien der Chemie, A Moderna Teoria da Química) tabelas consideradas 
precursoras da tabela periódica moderna. 
Figura 3: Dmitri Ivanovic Mendeleev e Lothar Meyer 
 
Fonte: Figura à esquerda: Schutterstock. Figura à direita: Alchetron. Disponível em: 
<https://alchetron.com/Julius-Lothar-Meyer>. Acesso: 23 mar. 2018. 
Assim, até 1909 foram usados como padrão para a determinação da 
massa atômica, indistintamente, tanto o hidrogênio quanto o oxigênio. Neste 
ano, o recém-criado Comitê Internacional de Pesos Atômicos passou a publicar 
as Tabelas de Pesos Atômicos usando como referência O = 16. Isto perdurou 
até o ano de 1959, quando a IUPAC (União Internacional de Química Pura e 
Aplicada) e a IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) resolveram 
unificar suas tabelas de pesos atômicos em bases inequívocas. Assim, 
decidiram usar o isótopo do carbono C=12 como padrão de referência para a 
determinação das massas atômicas dos demais elementos. 
1.2 Número Atômico 
Como sabemos, o número atômico representa a quantidade de prótons 
no núcleo. Como este parâmetro contribuiu para a disposição dos elementos na 
tabela periódica? 
Já vimos que, entre 1862 e 1870, Dimitri Ivanovich Mendeleev e Julius 
Lothar Meyer propuseram concomitantemente tabelas precursoras da tabela 
periódica moderna. A grande diferença é que Dimitri Ivanovich Mendeleev estava 
convencido, desde que participou em 1860 do Primeiro Congresso de Química 
da Alemanha e teve contato com o químico italiano Stanislao Cannizzaro, que o 
https://alchetron.com/Julius-Lothar-Meyer
 
 
6 
padrão de abordagem da classificação dos elementos químicos seria pelo 
número atômico, e não pela massa atômica, conforme sugeriu Lothar Meyer. A 
proposta de ambos circulou correntemente nos meios científicos até o início do 
século XX, quando o número atômico se mostrou como um parâmetro mais 
adequado de classificação dos elementos. 
Isto se deve ao assistente de Ernest Rutherford, Henry Gwyn Jeffreys 
Moseley, que em 1913 identificou uma relação entre entre as freqüências de 
raios X de um elemento químico e seu número atômico. Mostrou que, quando os 
átomos eram bombardeados pelos raios catódicos, emitiam frequências raios X 
únicas e, assim, determinava-se os valores dos números atômicos. Ainda em 
1913 enunciou a Lei de Moseley, que estabelece a relação entre a frequência de 
uma raia de banda de energia de Röntgen emitida por um átomo e os níveis de 
energia entre os quais um elétron salta. Previu lugares na tabela periódica para 
outros elementos que foram descobertos anos mais tarde. Desta forma,a 
disposição dos elementos na tabela periódica ficou com um parâmetro mais 
adequado, que persiste até hoje. É possível que, se não tivesse morrido 
precocemente aos 28 anos, na Primeira Guerra Mundial, estaríamos atribuindo 
uma tabela periódica a ele. 
Figura 4: Henry Gwyn Jeffreys Moseley 
 
Fonte: RSC. Disponível em: 
<http://www.rsc.org/education/teachers/resources/periodictable/scientists/moseley.htm>. 
Acesso: 23 mar. 2018. 
TEMA 2 – EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA 
Vamos conferir a evolução conceitual que levou à Tabela Periódica 
conhecida hoje. 
 
 
7 
2.1 Primeiras tentativas 
Podemos considerar o livro Traité Élémentaire de Chimie, de Antoine 
Laurent Lavoisier, publicado em 1789, como a primeira formalização de uma 
classificação de elementos químicos. Neste livro foram apresentadas 33 
substâncias que não podiam ser decompostas por reações químicas, as quais 
chamou de substâncias simples. Lavoisier as classificou em quatro grupos, dos 
quais três até hoje fazem parte da classificação periódica dos elementos: 
substâncias simples, substâncias metálicas, substâncias não metálicas e 
substâncias terrosas. 
Figura 5: Página 193 do livro Traité Élémentaire de Chimie (à esquerda) e 
Antoine Laurent Lavoisier (à direita) 
 
Fonte: Alphahistory. Disponível em: <http://alphahistory.com/frenchrevolution/antoine-
lavoisier/>. Acesso: 23 mar. 2018. 
A segunda tentativa partiu de John Dalton, em 1803, com sua Teoria 
Atômica. Como já vimos no Tema 1, Dalton chegou a montar uma lista dos 
elementos conhecidos em ordem crescente de massas atômicas. No entanto, 
como havia falhas na sua metodologia, a classificação proposta se apresentou 
bastante imprecisa. Basta dizer que, por sua teoria de classificação, o cloro e o 
 
 
8 
bromo não pertenceriam à mesma família em razão da diferença de massa entre 
eles. 
Em 1829, o químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner publicou os 
resultados de sua pesquisa na Universidade de Jena, onde lecionou química. 
Nestes estudos percebeu que o bromo, recém-descoberto por Carl Jacob Löwig 
na Universidade de Heidelberg em 1825, apresentava propriedades 
intermediárias às do cloro e do iodo, e que seu peso atômico também se situava 
entre os pesos atômicos destes elementos. Expandiu seus estudos aos outros 
54 elementos conhecidos na época e ratificou o comportamento, para grupos de 
três, estabelecendo as bases de sua Teoria das Tríades. Assim, propôs uma 
metodologia que revolucionou a forma de classificar os elementos, levando em 
consideração suas propriedades físicas e químicas por tríades. 
Figura 6: Johann Wolfgang Döbereiner 
 
Fonte: Corrosion doctors. Disponível em: <https://corrosion-doctors.org/Periodic/Periodic-
Dobereiner.htm>. Acesso: 23 mar. 2018. 
Em 1826, o geólogo francês Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois, 
professor assistente de topografia subterrânea da École de Mines de Paris (mas 
também, neste período, subdiretor do serviço da carta geológica de França), 
observou que as propriedades dos elementos eram função de suas massas e 
números atômicos, observando que estas propriedades se repetiam de sete em 
sete elementos, estabelecendo pela primeira vez o conceito da periodicidade das 
propriedades dos elementos. Propôs então uma classificação periódica em 
ordem crescente de massas atômicas, na qual os elementos seguiam uma linha 
helicoidal que recobria uma superfície cilíndrica formando um caracol, como as 
ranhuras de um parafuso. Este modelo ficou conhecido como o Parafuso Telúrico 
de Chancourtois. Como usou terminologia de geologia e sua teoria não atendia 
 
 
9 
a todos os elementos químicos da época, sua proposta não teve aceitação da 
comunidade científica. 
Figura 7: Parafuso Telúrico e Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois 
 
Fonte: World of chemicals. Disponível em: <http://www.worldofchemicals.com>. Acesso: 23 
mar. 2018. 
Em 1864, o químico inglês John Alexander Reina Newlands publicou uma 
série de artigos no periódico Chemical News, formulando o conceito da 
periodicidade dos elementos. Em seus textos, defendeu a ideia de que os 
elementos conhecidos na época poderiam ser ordenados em oito grupos, em 
ordem crescente das massas atômicas, sendo que cada oitavo elemento 
apresentaria propriedades semelhantes ao elemento que estava, na mesma 
linha, ocupando a mesma posição na coluna anterior. Assim, a cada oitavo 
elemento, exceto o hidrogênio, havia propriedades que se repetiam 
periodicamente. Estabeleceu neste conceito uma proposta de classificação que, 
inspirada na periodicidade das notas musicais, foi chamada de Lei das Oitavas 
de Newlands. Ao apresentar sua tabela em 1866 na London Chemical Society, 
teve seu trabalho severamente criticado e até ridicularizado. Após, passou a 
trabalhar como químico industrial numa fábrica de açúcar, especializando-se ao 
ponto de publicar um livro sobre a química industrial do açúcar. Posteriormente, 
em 1887, a London Royal Society, reconhecendo seu trabalho, agraciou-o com 
a Medalha Davy, concedida às recentes e importantes descobertas na química, 
por sua descoberta da Lei Periódica dos Elementos Químicos. 
 
 
10 
Figura 8: Tabela apresentada por John Alexander Reina Newlands na London 
Chemical Society 
 
Fonte: Giunta, C. J. J. A. R. Newlands Classification of the Elements Periodicity, but no System 
(1). Bulletin for the History of Chemistry, 24, p. 24-30, 1999. 
Figura 9: John Alexander Reina Newlands 
 
Fonte: Giunta, C. J. J. A. R. Newlands Classification of the Elements Periodicity, but no System 
(1). Bulletin for the History of Chemistry, 24, p. 24-30, 1999. 
2.2 A versão final da Tabela Periódica 
Como já visto no Tema 1, Dimitri Ivanovich Mendeleev e Julius Lothar 
Meyer propuseram, independentemente, tabelas consideradas precursoras da 
tabela periódica moderna. Embora Meyer tenha chegado cerca de dois anos 
antes a um sistema de classificação bastante semelhante ao proposto por 
Mendeleev, foi atribuída a Mendeleev a criação da Tabela Periódica. Isto 
aconteceu porque Meyer, por ser mais pragmático, revisou inúmeras vezes seu 
modelo antes de apresentá-lo à comunidade científica, o que o fez publicar seus 
resultados cerca de um ano depois de Mendeleev. Também não respondeu de 
forma convincente aos questionamentos que recebeu da comunidade científica 
sobre a aparente desordem dos elementos, a inadequação de alguns elementos 
aos grupos em que apareciam e a lacuna de elementos em posições da tabela 
proposta. 
 
 
11 
Mendeleev, ao contrário, defendeu com propriedade seu modelo e 
respondeu convincentemente a estes questionamentos, usando os 
conhecimentos da época e prevendo elementos que seriam descobertos 
posteriormente. 
É curioso saber que Mendeleev montou seu modelo tomando como 
inspiração seu jogo de cartas favorito, o Jogo da Paciência. De fato, em uma de 
suas primeiras tentativas de montar um sistema de classificação dos elementos, 
chamou seu modelo de Jogo de Paciência Química. Mas ainda percebia 
inconsistências. Trabalhou com afinco até que apreendeu a lógica por trás do 
que estava propondo. Observou que, quando os elementos eram listados em 
ordem crescente de suas massas atômicas, as propriedades químicas que 
apresentavam se repetiam periodicamente. Assim, chamou seu modelo de 
Tabela Periódica. Apresentou sua tabela à comunidade científica em 1869, em 
artigo cujo título traduzido seria “Um sistema sugerido de elementos químicos”. 
Neste artigo apresentou sua tabela, na qual os elementos eram listados 
verticalmente segundo a ordem crescente de suas massas atômicas, e 
horizontalmente agrupados segundo suas propriedades químicas. Esta tabela, 
de certa forma, incorporava os modelos propostos anteriormente e, além disso, 
permitia que os elementos químicos conhecidos até aquela época se 
encaixassem de forma adequada. 
Mesmo com a convicção de Mendeleev em todas as suas repostas, a 
comunidade científicaainda não considerou seu modelo como uma forma 
correta de classificar os elementos, pois havia inconsistências bastante 
evidentes na sua tabela. Assim, concluíram que deveriam ser tomados outros 
parâmetros para a classificação dos elementos em lugar da massa atômica. 
Figura 10: Tabela Periódica de Mendeleev 
 
 
12 
 
Fonte: Domínio Público. 
Em 1919, como já vimos no Tema 1, Henry Gwyn Jeffreys Moseley 
estabeleceu um parâmetro mais aceitável para a classificação periódica dos 
elementos. Como resultado de seus estudos, concluiu-se que o número de 
prótons no núcleo era de fato o responsável pelas propriedades físicas e 
químicas dos elementos, portanto, podia ser usado como critério mais adequado 
de organização em vez da massa atômica. A aplicação desse critério eliminou 
as inconsistências apresentadas nas tabelas de Mendeleev e de Meyer e gerou 
um modelo de tabela bastante semelhante ao que usamos hoje. Moseley tinha 
a intenção de aprofundar seus estudos neste campo, mas, como já vimos, teve 
sua carreira precocemente interrompida ao se tornar uma das vítimas da 
Primeira Guerra Mundial. 
Já no início do Século XX Niels Henry David Bohr, através de seus 
estudos da estrutura atômica, contribuiu para o modelo de classificação dos 
elementos, concluindo que as propriedades periódicas estavam relacionadas ao 
número de elétrons na camada de valência, o que levou ao conceito de 
agrupamento em famílias cujos elementos possuem o mesmo número de 
elétrons na camada de valência. 
A versão da Tabela Periódica como conhecemos hoje se deve ao químico 
Horace Groves Deming, professor de química da University of Nebraska. Em seu 
livro General Chemistry, publicado em 1923, apresentou um modelo de Tabela 
Periódica em que chamou os dois primeiros grupos e os últimos cinco grupos de 
 
 
13 
elementos principais com a notação A, e os grupos de elementos intermediários 
com a notação B. O grupo dos gases nobres foi alocado no lado esquerdo da 
tabela (posteriormente alocado no lado direito e chamado de 8 A). Esta primeira 
versão foi distribuída por muitos anos nas escolas americanas pela Sargent-
Welch Scientific Company. 
Figura 11: Modelo da Tabela Periódica proposta por Deming 
 
Fonte: Archive. Disponível em: 
<https://archive.org/stream/amanualchemical00demigoog#page/n1/mode/2up>. Acesso: 23 mar. 
2018. 
 
 
 
14 
Figura 12: Horace Groves Deming 
 
Fonte: Ancestry. Disponível em: <https://www.ancestry.com/genealogy/records/horace-grove-
deming_23980914>. Acesso: 23 mar. 2018. 
 
O formato comercial atual da tabela foi resultado da contribuição da 
empresa Merk que, em 1928, preparou um guia com a Tabela Periódica 
contendo as 18 colunas propostas por Deming e distribuiu nas escolas 
americanas. Este formato se popularizou tanto que, já a partir de 1930, estava 
presente nos livros-textos e manuais de química. Até hoje a Merk disponibiliza 
tabelas periódicas, tendo recentemente lançado também um aplicativo para 
Android. 
Uma última alteração da Tabela Periódica ocorreu em 1945, quando o 
químico americano Glenn Theodore Seaborg, professor de química e diretor do 
Lawrence Radiation Laboratory da Universidade da Califórnia, propôs, em 
função dos resultados obtidos por suas pesquisas dentro do Projeto Manhatan, 
alterar a configuração da Tabela Periódica existente. Seaborg, contrariando a 
sugestão de colegas que temiam que ele manchasse sua carreira apresentando 
essa proposta, publicou uma versão da Tabela Periódica que incluía os 
elementos radioativos mais pesados que o urânio, recentemente descobertos, 
situando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos. Esta mudança 
deu a aparência definitiva da Tabela Periódica, que até hoje é usada. 
Figura 13: Glenn Theodore Seaborg e a Tabela Periódica 
 
 
15 
 
(Fonte: Pubs ACS. Disponível em: 
<http://pubs.acs.org/cen/priestley/recipients/1979seaborg.html>. Acesso: 23 mar. 2018. 
A partir daí ocorreram criações de novos elementos artificialmente, em 
razão de fusões decorrentes de colisão em aceleradores de partículas. O mais 
recente elemento criado, com sua ratificação pela IUPAC e aceitação pela 
IUPAP, foi o 113 da Tabela Periódica, fruto do trabalho de cientistas japoneses 
liderados por Kosuke Morita, no Instituto Riken. Embora não o tivessem batizado 
com um nome, sua obtenção foi reproduzida mais de uma vez pela equipe de 
cientistas japoneses, entre 2004 e 2012. Recentemente, no dia 8 de junho de 
2016, a IUPAC sugeriu que o elemento 113 fosse batizado de Nihonium e tivesse 
o símbolo Nh, provavelmente em homenagem a este grupo de cientistas, pois 
uma das interpretações deste nome é nipônio, referência à origem nipônica de 
sua criação. 
Figura 14: Kosuke Morita e o 113º elemento da Tabela Periódica 
 
 
16 
 
Fonte: G1. Disponível em: <http://g1.globo.com/ciencia-e-saude/noticia/2016/01/quatro-novos-
elementos-completam-setima-fila-da-tabela-periodica.html>. Acesso: 23 mar. 2018. 
TEMA 3 – ENTENDENDO A TABELA PERIÓDICA 
Cientes de toda a evolução que levou à Tabela Periódica na forma em 
que a conhecemos hoje, é hora de entender este poderoso instrumento para 
usá-lo de forma eficiente, tanto nas aplicações para a disciplina de Química Geral 
quanto na vida profissional. Para isso, veremos sua apresentação, sua 
distribuição em categorias e suas propriedades periódicas. 
3.1 Apresentação da Tabela Periódica 
Como aprendemos, a apresentação da Tabela Periódica como a 
conhecemos hoje se deve aos químicos norte-americanos Horace Groves 
Deming e Glenn Theodore Seaborg. 
Com relação à sua forma, nas colunas são dispostos os grupos ou famílias 
de elementos, cuja característica é apresentarem similaridades em suas 
propriedades físicas e químicas. O mais usual é encontrar estas famílias 
nominadas com algarismos de 1 a 8, em arábico ou romano, seguidos da letra A 
ou B. A Iupac também propôs uma numeração contínua de 1 a 18 em números 
arábicos para os grupos. 
 
 
17 
Figura 15: Tabela Periódica 
(Fonte: Tabela Periódica Completa. Disponível em: <https://www.tabelaperiodicacompleta.com>. 
Acesso: 23 mar. 2018. 
Os grupos ou famílias A da Tabela Periódica abrangem os elementos 
chamados “representativos” – o número do grupo ou família representa a 
quantidade de elétrons na camada de valência. A distribuição eletrônica destes 
elementos sempre termina no orbital s ou no orbital p. Assim, o grupo ou família 
1A tem elementos cuja distribuição eletrônica terminará em s1, e assim por 
diante, até o grupo ou família 8A, cuja distribuição eletrônica terminará em s2p6. 
Alguns grupos ou famílias representativos recebem nomes especiais. São eles: 
• 1A – Metais alcalinos – receberam este nome por possuírem elevada 
reatividade com a água formando hidróxido e gerando substâncias 
alcalinas. 
• 2A – Metais alcalinos terrosos – receberam este nome por serem 
encontrados facilmente nos minérios e por terem a mesma elevada 
reatividade com a água para formar substâncias alcalinas que os metais 
alcalinos. 
 
 
18 
• 6A – Calcogênios – seu nome vêm do grego, Khalcos (cobre ou 
minério)/Genos (aquilo que dá origem), ou seja, originados do minério, 
visto que a maioria dos minérios existe na forma de óxidos ou sulfetos. 
• 7A – Halogênios – seu nome vem do grego, Halos (sal ou mar)/Genos 
(aquilo que dá origem), ou seja, dão origem a sais, visto que reagem 
formando sais. 
• 8A – Gases Nobres – este termo é uma tradução do alemão Edelgas, 
dado em 1898 pelo químico alemão Hugo Wilhelm Traugott Erdmann para 
designar gases que, a exemplo dos metais nobres, apresentam 
baixíssima reatividade química. 
Os grupos ou famílias B da Tabela Periódica abrangem os elementos 
chamados “de transição”. O número da família representa a distribuição 
eletrônica envolvendo os orbitais d e s que compõem suas distribuições. Há 
nestes grupos ou famílias algumas particularidades que são ausentes nos 
gruposou famílias representativos. A primeira particularidade é a de que, na 
posição do lantânio e do actínio no grupo 3B, existem 15 elementos com as 
mesmas características, gerando as séries dos lantanídeos e dos actinídeos 
representadas na parte inferior da tabela. 
Outra particularidade é a de que, embora existam 10 colunas, são 8 
grupos ou famílias, pois o grupo ou família 8B agrupa os elementos de três 
colunas, uma vez que apresentam propriedades bastante similares. Também 
deve ser observado que, diferentemente dos grupos ou famílias A, que começam 
em 1A e terminam em 8A, os grupos ou famílias B começam na 3B e encerram 
na 2B. Isto se deve à forma de distribuição nos orbitais s e d de suas camadas 
de valência. Por exemplo, na 3B a distribuição termina em s2d1 somando 3 
elétrons reativos, e na 2B termina em d10s2, apresentando dois elétrons reativos, 
visto o orbital d estar completo. 
Nas linhas das tabelas periódicas são representadas as séries ou 
períodos. São numeradas de 1 até 7 da parte superior para a inferior da tabela 
e representam as órbitas ou níveis de energia do modelo de estrutura atômica 
de Niels Henry David Bohr. Portanto, os elementos da série ou período 1 estão 
com seus elétrons reativos alocados na primeira órbita ao redor do núcleo, os da 
série ou período 2 estão com seus elétrons reativos alocados na segunda órbita 
ao redor do núcleo, e assim por diante. 
 
 
19 
3.2 Categorias na Tabela Periódica 
A Tabela Periódica pode ser dividida em regiões de três categorias de 
elementos: Metais, Metaloides e Não Metais. 
Tomando como base os elementos boro (B), silício (Si), germânio (Ge), 
arsênio (As), antimônio (Sb), telúrio (Te) e astato (At), todos os elementos que 
estão à esquerda destes, com exceção do hidrogênio (H), são metálicos 
(metais). Repare que a grande maioria dos elementos da Tabela Periódica é de 
metais. Os metais têm em comum propriedades como brilho, condutividade 
elétrica e térmica. Com exceção do mercúrio (Hg), são sólidos em temperatura 
ambiente. Apresentam também forte tendência de perder elétrons e de se 
tornarem cátions. 
Os elementos que estão à direita dos elementos que tomamos como base 
são não metálicos. Os não metais não apresentam brilho, são isolantes térmicos 
e elétricos e, em temperatura ambiente, são gases ou líquidos, havendo também 
não metais sólidos nesta temperatura. Os gases nobres são exemplos de não 
metais. Possuem forte tendência de receber elétrons e de se tornarem ânions. 
Os elementos que tomamos como base são os metaloides, não se 
caracterizando nem como metais, nem como não metais. Apresentam 
propriedades intermediárias a estes. 
3.3 Propriedades periódicas 
Além do número atômico e da massa atômica, sobre os quais já 
discorremos, a Tabela Periódica nos apresenta propriedades de interesse para 
diversas aplicações e estudos. Dentre estas propriedades destacaremos a 
distribuição eletrônica, o raio atômico, a energia de ionização, a eletroafinidade 
e a eletronegatividade. Comentaremos estas propriedades e como elas variam 
na Tabela Periódica. 
3.3.1 Número atômico 
O número atômico, como vimos, é o número de prótons presentes no 
núcleo do elemento, sendo representado pela letra Z; normalmente ele está na 
Tabela Periódica acima do símbolo do elemento. Tomando como base os grupos 
ou famílias, o número atômico aumenta com o aumento das famílias, da 
 
 
20 
esquerda para a direita. Tomando como base as séries ou períodos, aumenta 
com o aumento das séries ou períodos, de cima para baixo. 
Figura 16: Sentido crescente do número atômico 
 
3.3.2 Massa atômica 
A massa atômica, como já visto, representa a somatória do número de 
prótons e de nêutrons no núcleo. É representada pela letra A e normalmente está 
na Tabela Periódica abaixo do símbolo do elemento. Apresenta a mesma 
variação do número atômico, ou seja, tomando como base os grupos ou famílias, 
aumenta com o aumento das famílias da esquerda para a direita, e tomando 
como base as séries ou períodos, aumenta com o aumento das séries ou 
períodos, de cima para baixo. 
Figura 17: Sentido crescente da massa atômica 
 
3.3.3 Distribuição eletrônica 
A distribuição eletrônica nada mais é do que aquela apresentada por Linus 
Pauling, que usou os conceitos da mecânica quântica para apresentar esta 
distribuição por níveis de energia crescentes. Como a distribuição eletrônica é 
 
 
21 
diretamente proporcional à quantidade de elétrons do elemento, uma vez que, 
para estarem em equilíbrio, os elementos têm o mesmo número de elétrons que 
o de prótons no núcleo, sua variação segue a do número atômico. Esta 
propriedade interfere diretamente nas propriedades dos elementos e vem sendo 
por muitos anos usada na classificação dos grupos ou famílias da Tabela 
Periódica. É uma das propriedades periódicas mais importantes, pois, em função 
do preenchimento de elétrons nos orbitais da camada de valência, determinará 
uma série de comportamentos dos elementos. Esta distribuição é sempre 
representada pelos números de elétrons presentes nas órbitas do Modelo de 
Bohr ao redor do núcleo (K, L, M, N, O, P, Q). 
3.3.4 Raio atômico 
Raio atômico é a distância medida em angstroms do centro do núcleo do 
átomo até sua camada de valência. Este raio atômico depende de duas 
variáveis: a quantidade de elétrons na camada de valência e a quantidade de 
órbitas que o elemento tem ao redor do núcleo. Quanto maior a quantidade de 
órbitas ao redor do núcleo, obviamente maior será a distância da camada de 
valência ao seu centro, e maior será o raio atômico. Quanto maior a quantidade 
de elétrons na camada de valência, maior será a força de atração que os elétrons 
sofrerão para o núcleo, aproximando-se dele e, consequentemente, diminuindo 
o raio atômico. Assim, podemos dizer que, tomando como base os grupos ou 
famílias, haverá aumento com o aumento das séries, de cima para baixo, e 
haverá diminuição com o aumento das famílias, aumentando, portanto, no 
sentido contrário, da direita para a esquerda. 
Figura 18: Sentido crescente do raio atômico 
 
 
 
22 
3.3.5 Energia de Ionização 
A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um 
elétron da camada de valência de um átomo ou íon gasoso isolado no seu estado 
fundamental. Esta propriedade é de grande importância para definir o 
comportamento iônico dos elementos e as propriedades físico-químicas que 
apresentarão. Interferem nesta energia de ionização a distância dos elétrons da 
camada de valência ao núcleo e a quantidade de elétrons presentes nesta 
camada de valência. Portanto, quanto maior a distância do centro do núcleo, 
menor será a energia de ionização, e quanto maior a quantidade de elétrons na 
sua camada de valência, maior será a energia de ionização. Assim, tomando 
como base as famílias e períodos, a energia de ionização aumenta com o 
aumento das famílias, da esquerda para a direita, e diminui com o aumento dos 
períodos, aumentando no sentido contrário, de baixo para cima. 
Figura 19: Sentido crescente da energia de ionização 
 
3.3.5 Eletroafinidade 
A eletroafinidade, ou afinidade eletrônica, é a variação da energia que 
ocorre quando um elétron é adicionado à camada de valência de um átomo 
gasoso do elemento, uma vez que mede a afinidade ou atração do núcleo do 
átomo ao elétron adicionado a ele. Podemos dizer que esta propriedade é 
antagônica à energia de ionização, pois, enquanto a energia de ionização indica 
a facilidade de um elemento perder elétron da sua cama de valência, a 
eletroafinidade indica a facilidade de um elemento incorporar elétron na sua 
camada de valência. Porém, embora seja uma propriedade antagônica à energia 
de ionização, ambas estão relacionadas à força de atração do núcleo. Assim, a 
eletroafinidade terá a mesma variação da energia de ionização. 
 
 
23 
Figura 20: Sentido crescente da eletroafinidade 
 
3.3.5 EletronegatividadeJá discorremos sobre a eletronegatividade quando falamos de cátions e 
ânions na Ligação Iônica, uma vez que a eletronegatividade é a medida da 
capacidade de um elemento atrair elétrons de outro elemento para seu núcleo. 
Assim, sua variação depende da quantidade de prótons no núcleo e da 
blindagem de elétrons na camada anterior à de valência, bem como da distância 
deste núcleo para a nuvem eletrônica do outro elemento. Apresentará a mesma 
variação da eletroafinidade. 
Figura 21: Sentido crescente da eletronegatividade 
 
3.3.6 Densidade atômica 
Densidade é a relação da massa pelo volume ocupado no espaço de um 
material ou substância. Transportando para os elementos químicos, temos que 
a densidade atômica será a relação entre a massa atômica e o volume atômico. 
A massa atômica já foi definida, bem como seu sentido crescente na Tabela 
Periódica. O volume atômico, embora não tenha sido definido, está diretamente 
relacionado com o raio atômico, pois, quanto maior for o raio atômico, maior será 
 
 
24 
o volume que o elemento ocupará no espaço. Como há divergência nas 
variações da massa atômica e do raio atômico, a variação da densidade atômica 
será uma resultante dos vetores dos sentidos crescentes destas propriedades. 
Assim, crescerá de cima para baixo, no sentido crescente das séries, e 
convergirá das extremidades para o centro, com relação às colunas que 
representam as famílias, no sentido do ósmio (Os) e irídio (Ir), sendo o ósmio o 
elemento mais denso e o irídio o segundo mais denso. 
Figura 22: Sentido crescente da densidade atômica 
 
TEMA 4 – USANDO A TABELA PERIÓDICA 
Saber usar as informações contidas na Tabela Periódica permite concluir 
rapidamente algo sobre uma série de propriedades e comportamentos dos 
materiais. Vamos analisar o uso da Tabela para definir algumas características 
e tipos de ligação, polaridades, aumento ou diminuição de viscosidade e de peso, 
aumento ou diminuição de temperatura de fusão e ebulição. 
4.1 Características e tipos de ligação 
Através das informações de número atômico e massa atômica, podemos 
de imediato saber a quantidade de prótons, elétrons e nêutrons que um elemento 
químico tem, pois, como já vimos, o número atômico representa a quantidade de 
prótons no núcleo e, como é igual à dos prótons, indica a quantidade de elétrons 
ao redor do núcleo, e a massa atômica representa a soma das quantidades de 
prótons e nêutrons no núcleo. Já a distribuição eletrônica mostra diretamente 
como os elétrons estão distribuídos ao redor do núcleo e, principalmente, 
quantos elétrons o elemento possui em sua camada de valência. Estas 
informações são muito úteis, principalmente para definir os tipos de ligação que 
os elementos farão uns com os outros. Para isso, sempre faremos o 
arredondamento do valor da massa atômica. 
 
 
25 
Por exemplo, usando a tabela apresentada no item 3.1, saberemos que o 
lítio (Li) – de número atômico 3, massa atômica aproximadamente 7 u.m.a. e 
distribuição eletrônica terminando com 1 elétron na camada L – terá três prótons 
e quatro nêutrons no núcleo e três elétrons ao seu redor, sendo um na camada 
de valência. Já o cloro (Cl), de número atômico 17 e massa atômica de 
aproximadamente 35 u.m.a., terá 17 prótons e 18 nêutrons no núcleo e 17 
elétrons ao seu redor, sendo 7 na camada de valência. Assim, como também foi 
visto na Aula 2, farão ligação iônica um com o outro. 
Estendendo este conceito a toda a Tabela Periódica, temos que, com 
exceção do hidrogênio, os elementos das famílias 1A, 2A e 3A ligam-se com os 
elementos das famílias 5A, 6A e 7A formando ligações iônicas. Os elementos 
das famílias B, por terem sempre 1 ou 2 elétrons na camada de valência, também 
farão ligação iônica com os elementos das famílias 5A, 6A e 7A. Seguindo o 
mesmo raciocínio, os elementos das famílias 1A, 2A, 3A e os elementos das 
famílias B farão uns com os outros ligação metálica. Já os elementos das famílias 
5A, 6A e 7A farão uns com os outros e com o hidrogênio ligações covalentes 
polares ou apolares, e todos os elementos da Tabela Periódica farão, com outros 
átomos dos mesmos elementos, ligações covalentes apolares. Os elementos da 
família 4A têm um comportamento próprio, pois com os elementos das famílias 
1A, 2A, 3A e os elementos das famílias B farão ligações metálicas. Com os 
elementos das famílias 5A, 6A e 7A farão ligações covalentes. 
4.2 Polaridades 
Vimos no subtema 4.1 a relação que leva a identificar o tipo de ligação 
que os elementos podem fazer. Porém, com relação à ligação covalente, é 
possível verificar que se formam ligações covalentes polares em função da 
eletroafinidade e da eletronegatividade. Usando os sentidos crescentes destas 
propriedades, que têm a mesma variação na Tabela Periódica, podemos definir 
se farão ligação covalente polar e, ainda, verificar onde se localizarão o polo 
positivo e o negativo da molécula formada. Esta informação deve ser 
complementada com a tabela de eletronegatividade proposta por Linus Pauling, 
já apresentada na Aula 2. 
 
 
 
26 
Figura 23: Valores de eletronegatividade 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Shutterstock 
4.3 Aumento ou diminuição de viscosidade e de peso 
Tanto a viscosidade quanto o peso são relacionados diretamente com a 
densidade dos elementos que formam os materiais ou substâncias. Assim, a 
composição química de um material ou substância indicará, usando como guia 
a variação da densidade atômica na Tabela Periódica, se o produto formado terá 
de baixa a elevada densidade. Este tipo de conceito vem sendo bastante usado 
para desenvolvimento de ligas mais leves, principalmente para a indústria 
automotiva, e também no desenvolvimento de lubrificantes sintéticos para uso 
em veículos e na indústria. 
4.4 Aumento ou diminuição de temperatura de fusão e ebulição 
O aumento ou diminuição de temperatura de fusão e ebulição para 
materiais e substâncias formadas por ligações químicas entre os elementos da 
Tabela Periódica podem ser estimados usando a variação da eletroafinidade e 
eletronegatividade, e também o tipo de ligação que formam. Já foi visto que a 
ligação iônica é a que possui a maior energia de ligação, seguida pela covalente 
e pela molecular. Porém, também vimos que a ligação metálica pode possuir 
baixa ou elevada energia de ligação. Assim, principalmente para ligações 
metálicas, é importante analisar a diferença entre as eletronegatividades dos 
elementos químicos que compõem a liga, para avaliar a força de ligação. Quanto 
maior a diferença, maior será a força de ligação. Consequentemente, maior 
 
 
27 
energia será requerida para romper esta ligação, exigindo maiores temperaturas 
para a fusão ou a ebulição. 
FINALIZANDO 
Com os conhecimentos adquiridos nesta aula, você aprendeu sobre os 
conceitos envolvidos na Tabela Periódica e está habilitado a usar esta importante 
ferramenta para algumas estimativas de comportamentos de materiais e 
substâncias formados com os elementos que os constituem. Isto será de grande 
valia na continuidade do seu curso de engenharia e em sua vida profissional. 
 
 
 
28 
REFERÊNCIAS 
CALLISTER, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 5. ed. 
São Paulo: LTC, 2002. 
MAHAN, H.; BRUCE, M. & MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. 
São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1995. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. v. 1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 
1994. 
SMITH, W. F. Princípios de ciência e engenharia dos materiais. 3. ed. São 
Paulo: McGrawHill, 1998. 
THEODORE, l. B.; LEMAY, E. H. Jr. & BURSTEN, E. B. Química, a ciência 
central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
VAN VLACK, L. H. Princípios de ciência e tecnologia dos materiais. 5. ed. 
Rio de Janeiro: Editora Campus, 1984. 
 
	Conversa inicial
	Uma das noções mais básicas aprendidas nos ensinos Fundamental e Médio é a das propriedades dos materiais e das substâncias em geral, quese devem às propriedades dos elementos químicos que as compõem. Já vimos que estas propriedades resultam da distr...
	Desde que foram sendo desvendadas estas propriedades, cientistas tentaram agrupar e tabelar os elementos químicos em sua função. Nesta aula abordaremos algumas destas propriedades, bem como os estudos que levaram ao tabelamento dos elementos químicos....
	TEMA 1 – PROPRIEDADES QUE GERARAM A TABELA PERIÓDICA
	FINALIZANDO
	REFERÊNCIAS