TEMA II - Introdução à química dos elementos (2020)

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Introdução à química dos 
elementos
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Elementos da Tabela Periódica
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Química dos elementos
Ü Elementos principais ou representativos
o electrões de valência ns ou ns+np
o grupos A da tabela periódica
o metais, não-metais e metalóides (ou semi-metais)
Ü Elementos de transição
o electrões de valência d e f (elementos de
transição interna)
o grupos B da tabela periódica
o metais
3
Química dos elementos
4
4
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3
Química dos elementos
Ü Propriedades variam ao longo do período e do grupo
com variação da carga nuclear e do tamanho do átomo
Ü Comportamento/reactividade dos elementos
explicada com base nas energias de ligação, de ionização
e da afinidade electrónica
5
5
6
Ü Elementos dos grupo I e II são metais
Ü Carácter metálico diminui ao longo do período até
se atingir o grupo VIII A
Va
ri
aç
ão
 d
a 
en
er
gi
a 
de
 
lig
aç
ão
 d
os
 p
er
ío
do
s 
3 
e 
4
Periodicidade e propriedades gerais
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qEnergia de ligação - energia necessária para quebrar
todas as forças interatómicas no elemento, no seu
estado usual, sob formação de átomos no estado
gasoso
I2(s)→ 2 I(g) ΔH = Elig
qElementos com maiores energias de ligação são
pouco reactivos. Excepção: gases raros. Elig = 0
qHá correlação entre a Elig e ΔHfusão, ΔHebulição (de
substâncias simples elementares
7
Periodicidade e propriedades gerais
7
ÜElig do B e do C são muito elevadas → duros e
quimicamente não reactivos. Não ionizam ate B3+ e
C4+, adoptam arranjo covalente
ÜB e o C são por essa razão não-metálicos. O B forma
arranjo tridimensional de unidades B12 (metalóide)
ÜDescendo no grupo do B as Elig e de Ei decrescem, os
electrões de valência ganham maior mobilidade e o
carácter metálico aumenta
ÜElementos mais pesados do grupo III A reagem mais
fortemente com H2O, O2 e halogéneos
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Periodicidade e propriedades gerais
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Grupo IV A (C, Si, Ge, Sn, Pb):
Ü C tem propriedades de não-metal
Ü Si e o Ge são metalóides, com grande importância
como semiconductores
Ü Sn e o Pb são tipicamente metais
Ü Elig elevadas → baixa reactividade destes elementos
Ü C e Sn existem em mais de uma forma estrutural, as
chamadas formas alotrópicas
9
Periodicidade e propriedades gerais
9
diamante
10
Periodicidade e propriedades gerais
grafite
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Ü Si, Ge e uma das formas alotrópicas do Sn têm
estruturas do diamante. Outros têm estruturas
típicas de metais
Ü Devido às diferentes estruturas que estes elementos
adoptam, a tendência na variação do ponto de fusão
e de ebulição dos elementos do grupo IV é menos
regular que a que se verifica nos elementos dos
grupo I e II A.
Ü Carácter metálico aumenta à medida que se desce no
grupo IV A.
11
Periodicidade e propriedades gerais
11
Grupo V A (N, P, As, Sb, Bi): 
ÜElementos mais leves existem na forma de moléculas
covalentes pequenas
Ex: N na forma de N2; P em várias formas alotrópicas
12
ÜP vermelho e o negro formam estruturas poliméricas
ÜAs, Sb e o Bi existem em várias formas alotrópicas
Estrutura do P4
(fósforo branco)
Periodicidade e propriedades gerais
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7
Grupo VI A (O, S, Se, Te, Po):
Ü O forma molécula diatómica O=O (com 1 ligação σ e 
1 ligação π)
Ü A forma alotrópica mais estável do S forma um anel 
com 8 átomos de enxofre.
13
Periodicidade e propriedades gerais
Estrutura do enxofre
Ü Se e Te são semiconductores
Ü Po é mais metálico e condutor de electricidade
13
Grupo VII A (F, Cl, Br, I, At)
ÜHalogéneos formam moléculas diatómicas
ÜMuito reactivos, em especial o flúor
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Periodicidade e propriedades gerais
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Grupo VIII A (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
ÜGases raros existem na forma de átomos livres
ÜSão, ordinariamente, não-reactivos
ÜElementos mais pesados (Xe e Rn) formam alguns 
compostos
15
Periodicidade e propriedades gerais
15
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Metais Metalóides Não metais
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
Estas tendências observadas também se reflectem no 
tipo de compostos formados (halogenetos, hidretos, 
óxidos, sulfuretos,…)
Periodicidade e propriedades gerais
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Ü Compostos binários formados entre o H e os outros
elementos da tabela periódica
Ü Classificados de acordo com as ligações no
composto
✻ iónicos (NOX = -1) – elementos do grupo IA e
os mais pesados do grupo IIA (excepto Be e
Mg). Apresentam PE e PF elevados e seus
fundidos são condutores
✻ covalentes
✻ intersticiais ou métalicos
17
Hidretos dos elementos
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Ü Reagem vigorosamente com a água com libertação
de H2 e formação do hidróxido respectivo
NaH + H2O → NaOH + H2
Ü São agentes redutores fortes à temperaturas elevadas
NaH + CO2→ NaCOOH
4 NaH + SiCl4→ SiH4 + 4 NaCl
Ü À temperatura ambiente as propriedades redutoras
destes compostos não se manifestam
Ü A estabilidade térmica dos compostos parece
diminuir com o aumento do tamanho do metal no
grupo
Hidretos iónicos
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Ü H + elementos dos grupos III, IV,V, VI e VII
Ü Moléculas individuais com forças de interacção do
tipo van der Waals ou ligações de hidrogénio
Ü São, por esta razão, moles, voláteis, não conduzem
a corrente eléctrica e apresentam baixos PF e PE
Ü Fórmula geral: XH(8-n)
– n: grupo em que o elemento X se encontra
Hidretos covalentes (1-2)
19
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Ü Elementos do grupo III A formam uma excepção à
esta regra
Ü Ao realizar ligações covalentes, eles não chegam a
ganhar a configuração de gás raro. São deficientes
em electrões
Ü Dimerizam ou polimerizam, ex: B2H6, Ga2H6 e
(AlH3)n
Hidretos covalentes (2-2)
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Ü Formados essencialmente com elementos de
transição
Ü Geralmente compostos não estequiométricos
Ex: ZrH1.92, TiH1.73, etc.
Ü Compostos semelhantes aos respectivos metais
Ü Hidretos dos elementos do grupo f são mais difíceis
de classificar
q Apresentam fórmulas típicas de compostos não
estequiométricos
Ex: LaH2.78, CeH2.7, PrH2.9 e ThH3.07
Hidretos intersticiais (1-2)
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Ü Hidretos dos elementos do grupo f mostram
electronegatividades semelhantes as de elementos
do grupo I e II e calores de formação comparáveis
aos dos hidretos iónicos.
Ü São tratados em algumas obras como um grupo de
transição entre os hidretos iónicos e os intersticiais.
Hidretos intersticiais (2-2)
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ESTÕ
ES?
QUESTÕES?
QUESTÕES?
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Silicatos dos elementos (1-3)
Ü Grupo mais importante de compostos de silício
Ü São a base da indústria do vidro, cerâmica e
cimento
Ü Ocorrem na natureza nas mais variadas formas
Ü Estrutura baseada nos tetraedros SiO4
Ü Classificação, normalmente, feita em função da
forma como os aniões SiO4 se combinam
Ex: [SiO4]6-, [SiO4]4-, etc.
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A grande variedade de silicatos é atribuída à:
Ü forma diversificada como os grupos SiO4 se
combinam
Ü possibilidade de substituição isomórfica de um
ião metálico por outro
Ü possibilidade de substituição do Si pelo Al na
estrutura do silicato
25
Silicatos dos elementos (2-3)
25
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Silicatos dos elementos (3-3)
Classificação em 4 grupos com base na estrutura
resultante da combinação dos diferentes grupos SiO4:
1) para formar um arranjo finito;
2) cadeias de tamanho infinito (cadeias simples ou
duplas);
3) camadas de tamanho infinito;
4) arranjos tridimensionais de tamanho infinito.
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1. Silicatos com arranjo finito: ortosilicatos,
pirosilicatos e silicatos cíclicos
Ü Ortosilicatos - têm estruturas simples
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Silicatos com arranjo finito (1-3)
Grupos SiO44- surgem como unidades
discretas na estrutura do silicato (a)
Ex: zircão ZrSiO4, a forsterite
Mg2SiO4 e a vilemite Zn2SiO4
27
Ü Pirosilicatos – união de dois grupos SiO4 por meio
de um átomo de oxigénio comum
– formando unidades finitas Si2O76-
– estrutura vista como a união, através de um dos
vértices, de dois tetraedros
– um tipo raro de silicatos
Ex. Sc2Si2O7, Zn4(OH)2(Si2O7).H2O
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Silicatos com arranjo finito (2-3)
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Ü Silicatoscíclicos tem como base a partilha de dois
oxigénios por cada tetraedro
Ü Unidade básica/fórmula geral: (SiO3)n2n-
Ex: (Si3O9)6-: Ca3(Si3O9), BaTi(Si3O9)
Ex: (Si6O18)12-: Be3Al2(Si6O18)
29
Silicatos com arranjo finito (3-3)
29
ÜPartilha de dois oxigénios por cada 
tetraedro pode levar à formação de 
cadeias simples de tamanho 
infinito
Ü Unidade básica/fórmula geral: 
(SiO3)n2n- (piroxenas)
Ex: enstatite (Mg(SiO3)), 
espodumena (LiAl(SiO3)2)
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Silicatos de tamanho infinito (1-5)
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Silicatos de cadeia dupla
q Resultado da junção de duas 
cadeias simples por partilha de 
2 ou 3 oxigénios
qUnidade básica/fórmula geral: 
(Si4O11)n (anfíbolas)
31
Silicatos de tamanho infinito (2-5)
31
Silicatos em camadas
ÜFormam-se quando cada 
tetraedro partilha três 
oxigénios, resultando num 
arranjo bidimensional de 
tamanho infinito
32
ÜUnidade básica/fórmula geral: (Si2O5)n2n-
ÜCamadas mantidas unidas por forças de natureza
electrostática
Ex: argilas e micas
Silicatos de tamanho infinito (3-5)
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Silicatos com um arranjo tridimensional
Ü formam-se quando os quatros oxigénios de cada
grupo SiO4 são partilhados
Ü Quando não há substituição parcial do silício temos
o quartzo
Ü Quando parte do silício é substituído pelo alumínio:
Ø há introdução de um catião adicional para manter
o balanço de carga
Øformam-se os feldspatos [M(Al,Si)O8] e os zeólitos
33
Silicatos de tamanho infinito (4-5)
33
Ex. de feldspatos:
Ø ortoclase (KAlSi3O8)
Ø anortite (CaAl2Si2O8)
Ø albite (NaAlSi3O8)
34
Zeólitos têm uma estrutura mais aberta que os
feldspatos e encontram grande uso como absorventes
ou como permutadores iónicos.
Silicatos de tamanho infinito (5-5)
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QUESTÕES?
QUESTÕES?
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● Compostos binários formados entre halogéneos e
outros elementos
● Classificados em função da ligação que se forma:
Ü iónicos
Ü covalentes
Ü poliméricos
● Classificação não rígida devido à grande Δε entre os
vários elementos que se combinam.
Ex: H – F: carácter iónico acima dos 50% (Δε > 1.7)
H – I: ligação covalente pura (Δε < 0.5)
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Halogenetos dos elementos
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Ü formam-se basicamente com os elementos dos grupos
I e IIA
• formando compostos com fórmulas MX e MX2
Üapresentam elevados PF e PE
• decrescem com o aumento do tamanho do
halogéneo
• aspecto que é atribuído à redução da energia de
rede
Ühalogenetos dos grupos I e IIA são, no geral, solúveis
em água
37
Halogenetos iónicos
37
ÜO PE de um certo tipo de halogenetos (ex: MeCl2)
aumenta com o aumento do tamanho do catião
ÜEfeito atribuído ao maior poder polarizante dos
catiões com menor tamanho
• confere uma certa covalência aos compostos
• menores PE
ÜHalogenetos de Be apresentam um comportamento
diferente dos restantes elementos do seu grupo
devido à elevada Ei e ao elevado poder polarizante
do ião Be2+
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Halogenetos iónicos
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IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
LiF BeF2 BF3 CF4
NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF6
KF CaF2 GaF3 GeF4 AsF5 SeF6
RbF SrF2 InF3 SnF4 SbF5 TeF6 IF7 XeF6
CsF BaF2 TlF3 PbF4 BiF5
iónicos poliméricos covalentes
Fluoretos dos elementos principais
39
qhalogenetos dos elementos dos grupos I e II podem
ser obtidos por:
● combinação directa dos elementos
M + X2→MX (MX2)
● reacção do metal com halogenetos de hidrogénio
M + HX → MX (MX2) + H2
Última reacção tem lugar com os metais cujo potencial
de redução é inferior ao do par H+/H2
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Halogenetos iónicos
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Halogenetos covalentes
Ü Apresentam-se como moléculas discretas
Ü São gases, líquidos ou sólidos voláteis e com baixo PF
Ü O PF e o PE parecem aumentar com a massa
molecular do composto
Ü Dissolvem-se em solventes não polares
Ü Isoladores
41
41
Halogenetos covalentes
Ü elementos do grupo III formam todos tri-
halogenetos
• tem lugar a promoção de um electrão de uma
orbital s para uma orbital p
Ü O átomo central apresenta deficiência de electrões
• Associa-se para cobrir a deficiência
42
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Halogenetos covalentes
Ü Os halogenetos de Al, Ga e In dimerizam, enquanto
que os fluoretos polimerizam
Ü BX3 forma compostos simples (ácido de Lewis) com
um estrutura triangular planar
Ü Al, Ga e In formam, à altas temperaturas,
monohalogenetos (MX)
43
43
Halogenetos covalentes
Ü Elementos do grupo IV formam tetrahalogenetos
com uma estrutura tetraédrica (hibridização sp3)
Ü Não são reactivos (apresentam 8 electrões à volta
do átomo central)
Ü Elementos do grupo do carbono formam
halogenetos com um número de coordenação
inferior ao seu grupo. Ex: PbI2 e SnCl2
Ü Esta tendência aumenta quando se desce no grupo
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Halogenetos covalentes
Ü Elementos mais pesados comportam-se como
ácidos de Lewis
• halogenetos de Si, Ge, Sn e Pb formam iões
complexos. Ex: SiCl5-, SiCl62-, GeF62- e SnCl62-
Ü Com o aumenta do tamanho a ligação covalente
formada vai sendo cada vez mais fraca
– redução na tendência de formar halogenetos no
estado de oxidação máximo
45
45
Halogenetos covalentes
Ü Halogenentos dos elementos dos grupos V e VI são 
mais covalentes (Δε < 0.5) 
Ü Elementos do V A formam trihalogenetos com 
estrutura de um tetraedro distorcido (orbital não 
ligante)
Ü Trihalogenetos de N parecem os menos estáveis
Ü Halogenentos dos elementos dos grupos V são 
facilmente hidrolisados
46
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24
Halogenetos covalentes
NCl3 + 3 H2O → NH3 + 3 HOCl
AsCl3 + 3 H2O → H3AsO3 + 3 HCl (mesma para P)
SbCl3 + H2O → SbO+ + 3 Cl- + 2 H+ (mesma para Bi)
qElementos do grupo V formam pentahalogenetos
(ácidos de Lewis, orbitais d vazias), com excepção do N
qHá promoção de um electrão da orbital s para uma
orbital d (orbitais híbridas do tipo sp3d)
47
47
Halogenetos covalentes
Ü Elementos do grupo VI formam basicamente
halogenetos do tipo MX2
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Ü Promover 1e- s e 1e- p para d formando 6 ligações
Ü Podem promover 1e- p para d formando 4 ligações
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Halogenetos covalentes
Ü Os compostos de oxigénio com os halogéneos são
óxidos
Ü Os únicos halogenetos do oxigénio são os fluoretos
Ü Os elementos do grupo VII formam com os
halogéneos uma classe de halogenetos
• conhecidos como compostos interhalogéneos
• Ex: ClF, BrCl
Ü Os elementos mais pesados usam as orbitais d
vazias para formar compostos como o BrF3, BrF5,
IF5, IF7
49
49
50
Int
erh
alo
gén
eos
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Halogenetos covalentes
• Compostos do tipo AX e AX3 parecem formar-se
entre X próximos
• Compostos do tipo AX5 e AX7 se formam
preferencialmente entre os X mais pesados e o F
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QUESTÕES?
QUESTÕES?
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Óxidos dos elementos
• Compostos binários de um certo elemento com o
oxigénio
• Podem ser classificados por três formas diferentes:
Ü óxidos normais, peróxidos e subóxidos (NOX)
Ü iónicos, covalentes e poliméricos (ligação e
estrutura)
Ü óxidos ácidos, básicos e anfotéricos (reacção com
a água)
53
53
Óxidos dos elementos
• óxidos normais (NOX = -2)
– Ex: Al2O3 , Na2O, BaO, etc.
• peróxidos (NOX = -1)
- aparece a ligação O-O, [-O-O-]-2
– Ex: H2O2, Na2O2 e o BaO2
• superóxidos (NOX = -⅟2) grupo, O2-
• subóxidos – apresentam quantidade inferior de O
– Ex. O=C=C=C=O
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Óxidos dos elementos
• Esta forma de classificação não é selectiva
– Elementos formadores de peróxidos e subóxidos
também formam óxidos normais
– Não é possível associar elementos em certas
posições da tabela periódica
55
55
Óxidos dos elementos
• óxidos iónicos formam-se basicamente com os
elementos dos primeiros três grupos da tabela
periódica (metais)
– reagem com a água para formar hidróxidos
Na2O + H2O → 2 NaOH
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Óxidos dos elementos
• óxidos covalentes são formados pelos elementos
não-metálicos (elementos posicionados nos grupos
IV, V, VI e VII)
– Divisão:
• óxidos covalentes ou covalentes moleculares
– gases, líquidos ou sólidos com baixo PF
• óxidos covalente poliméricos
– são normalmente sólidos com estruturarígida
com PF que podem ir até acima dos 2000 °C
57
57
Óxido polimérico de silício
58
Óxidos dos elementos
A diferença de propriedades entre os dois tipos de óxidos 
covalentes parece residir na diferença de estrutura e/ou 
ligação. Ex: CO2 versus SiO2.
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Óxidos dos elementos
Grupo 
I II III IV V VI VII VIII
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
iónicos poliméricos cova-
lentes
59
59
Óxidos dos elementos
• Classificação em função da sua reacção com a água
Ü óxidos ácidos –aumentam a concentração do ião H+
SO3 + 3 H2O → SO42- + 2 H3O+
– são formados basicamente pelos ametais
Ü óxidos básicos –aumentam a concentração do ião
OH-
Na2O + H2O → 2 Na+ + 2 OH-
– são formados basicamente pelos metais alcalinos e
alcalino-terrosos 60
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Óxidos dos elementos
Ü óxidos anfotéricos – reagem tanto como óxidos
acídicos e como óxidos básicos
Ex: ZnO e o Al2O3
• ZnO neutraliza o HCl
ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O
• ZnO reage com o NaOH
ZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
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Semelhança diagonal na TP
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Ü O deslocamento horizontal, à direita, e vertical, para
baixo, compensa-se em termos de propriedades
periódicas. Ex: raios atómico e iónico aproximados
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QUESTÕES?
QUESTÕES?
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