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Professor: Fagner Moura 
Química I – Propriedades da Tabela Periódica 
Página: @prof.fagnermoura 
-Propriedades Periódicas: São propriedades que variam periodicamente ao longo da Tabela Periódica de 
acordo com os números atômicos dos elementos químicos. 
1) Raio Atômico: A medida do raio de um átomo isolado não pode ser feita com precisão, pois a 
eletrosfera não possui um limite determinado. Assim, para medir o raio atômico, usa-se a técnica de 
difração por raios X, que consiste em fazer um feixe de raios X atravessa uma amostra de um material 
sólido constituído por átomos ou íons de um único elemento químico. 
 Esses átomos ou íons provocam um desvio na trajetória do feixe de raios X que incide sobre eles, 
para, em seguida, impressionar uma chapa fotográfica. 
 A imagem registrada indica a posição dos núcleos dos átomos no material, assim como a 
distância 2r que há entre eles. A metade dessa distância, isto é, 2r/2, é por definicação a medida do raio 
atômico do elemento. 
 
Distância 2r entre dois núcleos, a distância r é o raio atômico. 
 Conhecer o raio atômico de um dado elementos ajuda a inferir uma série de propriedades das 
substâncias que este elemento constitui, como reatividade, solubilidade e até mesmo força ácido-base em 
alguns casos. 
-Variação do raio atômico em um grupo ou família 
 Em um grupo ou família, o raio atômico aumenta de cima para baixo, conforme aumental o 
número atômico e, portanto, o número de níveis de energia do átomo no estado fundamental. 
Ex: 3Li e 11Na Ao realizar a distribuição, é possível perceber que o Li possui dois nívieis de energia com 
elétrons preenchidos e o Na possui 3 níveis de energia com elétrons preenchidos. Logo, o Na possui 
maior atômico porque possui maior número de elétrons e uma quantidade maior de níveis preenchidos 
com elétrons (avaliando-se dentro de um mesmo grupo). 
-Variação do raio atômico em um período 
 Em um período, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda conforme diminui o número 
atômico e, com isso, diminui a atração do núcleo pelos elétrons do último nível de energia. 
Ex: 3Li e 9F O núcleo do F possui uma quantidade maior de cargas positivas, atraindo mais a eletrosfera e 
diminuindo o tamanho do raio em relação ao átomo de Li. Desta maneira, a eletrosfera do F é menor (raio 
menor) e a eletrosfera do Li, como possui pouca positiva para atrais os elétrons na eletrosfera, é maior 
(mais expandida, por isso Li possui maior raio atômico em relação ao F). 
 A atração próton/elétron tende a fazer o raio atômico diminuir, e a repulsão elétron/elétron tende 
a fazer o raio atômico aumentar. Assim, para concluir como varia o raio atômico dos elementos de um 
mesmo período, temos de considerar a atração do núcleo pelos elétrons do último nível de energia, 
sem esquecer que os elétrons dos níveis internos acabam blindando a atração que o núcleo exerce sobre os 
elétrons do último nível. Para resolver esse problema, calculamos a carga nuclear efetiva(Zef), ou seja, a 
atração que é efetivamente exercida pelo núcleo sobre os elétrons mais esternos. 
Zef= Z-S 
Z= número atômico (carga total) 
S= número total de elétrons dos níveis internos 
 
3Li : Zef= Z-S Zef= 3-2 Zef= 1 
9F : Zef= Z-S Zef= 9-2 Zef= 7 
OBS: Experimentalmente, verifica-se que, entre elementos que possuem o mesmo valor de carga nuclear 
efetiva e o mesmo númerod e níveis de energia no estado fundamental, terá maior raio o que tiver menor 
número atômico. 
EX: 20Ca e 27Co MAIOR RAIO =Ca 
Generalizando: 
Aumento do Raio Atômico na Tabela Periódica 
 
 
 
-Raio do átomo e raio do íon 
-Raio do átomo em relação ao raio do cátion 
 Quando o átomo de determinad elemento perde elétrons e se transforma em um íon positivo, a 
carga nuclear efetiva aumenta. Como resultado, o cátion apresenta um raio atômico menor que o 
respectivo átomo que lhe deu origem. 
Ex: Na e Na+ MAIOR RAIO: Na 
-Raio do átomo em relação ao raio do ânion 
 Quando o átomo de determinad elemento ganha elétrons e se transforma em um íon negativo, a 
carga nuclear efetiva não se altera. Mas acaba sendo parcialmente blindada. Como resultado, o ânion 
apresenta um raio atômico mmaior que o respectivo átomo que lhe deu origem. 
Ex: F e F- MAIOR RAIO: F- 
-Série de Íons Isoeletrônicos 
 Quanto maior o número atômico, maior será a carga nuclear efetiva e a atração núcleo/último 
nível de energia, implicando maior força de atração e menor raio. Numa série de íons isoeletrônicos, terá 
maior raio o íon que tiver menor número atômico. 
Ex: 13Al3+. 12Mg2+, 9F-, 7N3-, 10Ne0 [10 elétrons] 
Ordem Crescente de Raio Atômico: Al< Mg< F < N < Ne 
2) Energia de Ionização: É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo (ou íon) isolado, 
portanto, no estado gasoso. 
X0(g) + EI → X+ + e- 
Representação genérica da energia de ionização 
 Considere, por exemplo, um átomo de alumínio, Al(g), que possui 3 níveis de energia no estado 
fundamental e três elétrons no nível mais externo (3s2 3p1): 
13Al + 577,4kJmol-1 → 13Al+ + e- 
13Al+ + 1816,6 kJmol-1 → 13Al2+ + e- 
13Al2+ + 2744,6 kJmol-1 → 13Al3+ + e- 
13Al3+ + 11575 kJmol-1 → 13Al4+ + e- 
 Os valores indicados são experimentais. Observe que, conforme o íon vai se tornando cada vez 
mais eletropositivamente carregado, é necessária uma energia cada vez maior para retirar um elétron. 
 Ao retirarmos o 3º elétron do átomo de alumínio, ele passa a ter apenas dois níveis de energia e a 
força de atração do núcleo (+) pelos elétrons do nível mais externo (-) aumenta proporcionalmente. Por 
isso, o valor da 4ª energia de ionização é muito maior que o valor da 3ª energia de ionização. 
1ª EI < 2ªEI < 3ªEI<<<4ªEI 
Energia de Ionização para o átomo de Al (alumínio) 
 Após a retirada de todos os elétrons do nível de valência o átomo passa a ter uma configuração 
semelhante a de um gás nobre (grande estabilidade). Assim, a retirada do próximo elétron exige uma 
quantidade de energia muito maior. 
De maneira geral podemos relacionar a energia de ionização com o tamanho do átomo, pois 
quanto maior o raio atômico, mais fácil será para remover o elétron mais externo, visto que nesse caso a 
força de atração núcleo-eletrons será menor. Desta maneira podemos generalizar: 
Quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização (EI). 
 
Aumento da energia de ionização nas famílias e períodos da tabela periódica. 
 O diagrama a seguir mostra como a primeira energia de ionização varia nos diferentes grupos na 
tabela periódica. 
 
Obs: é importante que os gases nobres, por apresentarem a última camada completa, já são estáveis e por 
esse motivo eles são os elementos que possuem as maiores energias de ionização da tabela periódica. 
 
3) Afinidade ao elétron ou Afinidade Eletrônica: É a energia liberada quando o átomo ou íon ganha um 
elétron no estado gasoso. 
X0(g) + e- → X-(g) + ENERGIA 
Representação genérica da afinidade eletrônica 
 Para o flúor, temos: 
F(g) + e- → F- + 328kJ 
 Infelizmente, a medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus 
valores são conhecidos apenas para alguns elementos. Os valores da afinidade eletrônica dos elementos 
do grupo II e 0 (gases nobres) não foram determinados experimentalmente, mas estimados. 
Valor de Afinidade Eletrônica (Metais Alcalinos) Valor de Afinidade Eletrônica (Halogênios) 
Li = 60kJ F= 328kJ 
K= 48kJ Br= 325kJ 
Tabela com alguns valores da afinidade eletrônica de alguns elementos representativos da classificação periódica. 
 A partir desses valores, é possível fazer algumas generalizações: 
Numa mesma família ou período = Quanto menor o raio atômico, maior o valor da afinidade 
eletrônica 
 
Aumento da afinidade eletrônica nas famílias e períodos da tabela periódica. 
Obs: Os ametais são elementos que possuem alta afinidade eletrônica, pois ao receberem elétrons se 
estabilizam. Já os metais possuem baixaafinidade eletrônica, pois desejam perder elétrons para se 
tornarem estáveis. 
 
4) Eletronegatividade: É a tendência que um átomo possui de atrair elétrons dentro de uma ligação 
química. 
 A eletronegatividade pode ser relacionada com o raio atômico: 
° Quanto menor o raio atômico, maior será a atração do núcleo pelos elétrons do nível de energia mais 
externo e, portanto, maior a eletronegatividade. 
 
° Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons do nível de energia mais 
externo e menor será a eletronegatividade. 
 
A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. 
 
 
Aumento da Eletronegatividade nas famílias e períodos da tabela periódica. 
 
Obs: Os elementos mais eletronegativos da tabela periódica são: F, O e N. Os gases nobres não possuem 
eletronegatividade por serem estáveis 
 
 
4) Eletropositividade ou caráter metálico: É a capacidade que um átomo possui para perder elétrons, 
originando cátions. 
 Os metais apresentam elevada eletropositividade, pois uma de suas principais características é a 
grande capacidade para perder elétrons. Entre o tamanho do átomo e a eletropositividade, há uma relação 
genérica. Uma vez que quanto maior o tamanho do átomo menor a atração exercida pelo núcleo em 
relação aos elétrons mais externos, facilitando o processo de perda de elétrons. 
 
Aumento da Eletropositividade nas famílias e períodos da tabela periódica.