APOSTILA III

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UNEC / EAD DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 
 
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UNIDADE III 
3 - Classificação periódica dos elementos 
A classificação periódica é uma forma de organização dos elementos quími-
cos de modo a evidenciar algumas semelhanças em suas propriedades físicas ou 
químicas. Vários estudiosos tentaram criar um sistema de classificação dos elemen-
tos. 
3.1 Histórico 
 
 Em 1869, Dmitri Ivanovitch Mendeleev, um químico nascido na Sibéria, enquan-
to escrevia um livro de Química Inorgânica, conseguiu criar um sistema de organiza-
ção dos elementos químicos de uma forma muito parecida com a classificação pe-
riódica moderna. 
 Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada 
carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades quími-
cas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente 
de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhan-
tes. Formou-se, então, a tabela periódica. 
 Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de pró-
tons no núcleo dos átomos de um determinado elemento é sempre o mesmo. Quan-
do os elementos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, 
alguns problemas existentes na tabela de Mendeleev deixaram de existir e, por isso, 
a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos. 
 
3.2 Classificação periódica atual 
- Denomina-se tabela periódica porque as propriedades dos elementos químicos 
variam de modo periódico. 
- As colunas são numeradas de 1 a 18 são os grupos, ou famílias de elementos, e 
as carreiras horizontais, de 1 a 7, são os períodos. 
 
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- Na tabela periódica os elementos são ordenados nos períodos em ordem crescen-
te de seus números atômicos. 
- Elementos de uma mesma coluna possuem propriedades químicas e físicas seme-
lhantes em função do modo com que os elétrons estão distribuídos em torno dos 
núcleos. 
- Os elétrons estão distribuídos em torno dos núcleos em camadas ou níveis de 
energia, um fenômeno diretamente relacionado com a estrutura da tabela periódica. 
- Cada período da tabela periódica, em número de 7, corresponde a um nível de 
energia (BRAATHEN, p.69,2011). 
- A distribuição dos elétrons em torno dos núcleos é de fundamental importância na 
química, pois está diretamente relacionado com as fórmulas das substâncias e suas 
propriedades. 
- Camada de Valência é o número de elétrons existentes no último nível de energia 
dos átomos de um elemento químico. 
- Os elementos que estão numa mesma coluna, ou família, da tabela periódica têm, 
pelo menos nas colunas 1 e 2 e 13 a 18, apresentam o mesmo número de elétrons 
na camada de valência. 
 
3.3 Distribuição eletrônica dos elementos 
 
Para distribuirmos os elétrons em suas respectivas camadas eletrônicas, deve-se 
utilizar o diagrama de Linus Pauling, obtido a partir do modelo atômico atual (modelo 
da mecânica quântica): 
 
 
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As letras s, p, d e f são subníveis, e os números 1, 2, 3, 4, 5, 6, e 7 são os níveis 
eletrônicos. Os subníveis de energia são formados a partir de orbitais. Orbital é a 
região mais provável de encontrar o elétron. 
Figura: Representação dos orbitais. 
 
 
Cada “caixinha” é um orbital e, em cada orbital, podemos colocar, no máximo, 
2 elétrons. Então, o número máximo de elétrons existentes em um subnível s – 1 
elétron, no subnível p – 6 elétrons, no subnível d – 10 elétrons e no subnível f – 14 
elétrons. 
A distribuição eletrônica deve ser feita de modo que os subníveis sejam total-
mente preenchidos para que possamos passar para outro subnível. Essa ordem de 
preenchimento é energética, ou seja, o subnível de menor energia é preenchido pri-
meiro. O sentido de preenchimento é mostrado na figura a seguir: 
 
Exemplo de distribuições eletrônicas em ordem energética. 
 
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Distribuições irregulares 
As distribuições eletrônicas terminadas em ns2 (n – 1)d4 e ns2 (n – 1)d9 não devem 
permanecer assim; um elétron do orbital s deverá ser transferido para esses orbitais, 
transformando-os em s1 d5 e s1 d10. 
Exemplos: 
 
Distribuição eletrônica de íons 
Subnível de valência ⇒ É o subnível mais distante do núcleo. 
Exemplo: Zn (Z = 30) ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
O subnível 4s2 é o mais distante do núcleo. Então, o subnível 3d10 é o mais energé-
tico na distribuição do zinco (Zn). 
Subnível mais energético ⇒ É o subnível que aparece por último na distribui-
ção energética. 
Observação: 
Esses átomos são neutros, número de 
prótons é igual o número de elétrons. 
 
 
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Algumas vezes, o subnível de valência coincide com o subnível mais energético. 
Isso só ocorre quando a distribuição energética é idêntica à distribuição geométrica. 
Exemplo: Ca (Z = 20) ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
4s2 é o subnível de valência e também o mais energético. 
A distribuição eletrônica de íons, cátions (perdem e–) e ânions (ganham e–), 
basta retirar elétrons do subnível de valência, ou a ele acrescentarmos elé-
trons. 
 
 
 
 
 
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Figura: Tabela Periódica 
 
Em relação às propriedades químicas e físicas dos elementos, exibidas pelas 
respectivas substâncias simples, os mesmos são agrupados em três classes, 
que são. 
 METAIS (é a maioria, representados em cinza claro na figura). 
 NÃO METAIS (OU AMETAIS) (representados em cinza escuro na figura). 
 GASES NOBRES (assim chamados por que são muito pouco reativos e dificilmen-
te se ligam para formarem moléculas. São representados em cinza mais escuro na 
figura). 
Até recentemente era comum se falar também em metalóides ou semimetais (Boro-
B, Silício-Si, Germânio- Ge, Arsênio-As, Antimônio- Sb e Telúrio-Te), que teriam 
propriedades intermediárias entre metais e ametais. Esta designação está caindo 
em desuso e não é mais recomendada pela I.U.P.A.C. (União Internacional de Quí-
mica Pura e Aplicada). (BRAATHEN, p.71, 2011)
- O elemento hidrogênio, representado em branco, não se encaixa em nenhuma das 
classes acima. 
- Os metais forma substâncias simples, ou elementares, que são, normalmente, sóli-
dos à temperatura ambiente (com exceção do mercúrio), e em sua maioria com altos 
pontos de fusão e ebulição. São bons condutores de calor e eletricidade. São ma-
 
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leáveis (facilmente transformados em lâminas) e dúcteis (facilmente transformados 
em fios). 
- Os ametais formam substâncias simples, ou elementares, que podem ser sólidas, 
líquidas ou gases, à temperatura ambiente. Possuem, de modo geral, então, baixos 
pontos de fusão e ebulição. São de modo geral, maus condutores de calor e eletrici-
dade. Uma exceção importante é o carbono, em sua forma alotrópica grafite, que é 
excelente condutor de eletricidade. 
 
3.4 Propriedades periódicas dos elementos químicos 
O estudo da posição dos elementos na tabela periódica pode ser usado para 
relacionar suas propriedades com suas estruturas atômicas. 
Os elementos se organizam de acordo com suas propriedades periódicas: à 
medida que o número atômico aumenta, os elementos assumem valores crescentes 
ou decrescentes em cada período. 
As principais propriedades periódicas são: raio atômico, energia de ionização, 
afinidade eletrônica e eletronegatividade. 
 
3.4.1 Raio atômico 
A medida de um átomo é feita com base em uma técnica de difração de raios 
X. Essa técnica funciona pelo bombardeamento, com raios X, de uma amostra pura 
e sólidas contendo átomos de um único elemento químico. Esses raios são desvia-
dos e registrados em uma chapa fotográfica. Com base na imagem registrada, é 
possível determinar a posição dos núcleos dos átomos. 
A distância entre dois núcleos de um átomo é o diâmetro entre eles. O raio é 
calculado dividindo-se o diâmetro por dois. 
 
Fonte: http://quimicacrescersempre.blogspot.com/2011/06/propriedades-periodicas.html 
 
http://quimicacrescersempre.blogspot.com/2011/06/propriedades-periodicas.html
 
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 Utilizam-se dois átomos não ligados, pois a medida do raio de um átomo iso-
lado não pode ser feita com precisão, uma vez que a eletrosfera não tem um 
limite determinado. 
 
Variação do raio na tabela periódica 
 
 Nas famílias 
 Nas famílias, o raio aumenta de cima para baixo. Isto ocorre porque os níveis de 
energia ou camadas eletrônicas do átomo no estado fundamental também aumen-
tam. Assim, podemos dizer que o raio atômico cresce de cima para baixo na ta-
bela periódica. 
 
 Nos períodos 
 Neste caso, ocorre o inverso. À medida que o número atômico aumenta (da es-
querda para a direita) em um mesmo período, o raio atômico diminui. Isto acontece 
porque, à medida que aumenta o número de prótons (carga nuclear), aumenta tam-
bém a atração sobre os elétrons. Assim, diminui-se o tamanho dos átomos. Pode-se 
confirmar, então, que o raio atômico cresce da direita para a esquerda na Tabela 
Periódica. 
 
 
Raio de íons (cátions e ânions) 
 
Quando um átomo neutro recebe ou perde elétrons, o seu raio sofre modificação. 
 
 Raio do átomo neutro e raio do cátion 
Cátion (perda de elétron): a perda de um ou mais elétrons faz com que o número 
de prótons no núcleo fique maior do que o número de elétrons. Assim, o núcleo 
exerce uma maior atração nos níveis, diminuindo o tamanho do átomo. 
 
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Figura: comparação entre um átomo de magnésio (Mg) e um cátion de (Mg2+). 
 
 Raio do átomo neutro e raio do Ânion (ganho de elétron): o ganho de um 
ou mais elétrons faz com que o número de prótons no núcleo fique menor do 
que o número de elétrons. Como os elétrons apresentam a mesma carga e sua 
quantidade está maior, ocorre um aumento na repulsão entre essas partículas, 
fazendo com que o tamanho do átomo torne-se maior. Assim, a repulsão entre 
os elétrons supera a atração entre o núcleo e os níveis. 
 
Figura: Comparação entre um átomo de cloro (Cl) e um ânion de cloro (Cl-). 
 
3.4.2 Energia de ionização ou potencial de ionização 
 
Energia de Ionização, também denominada de Potencial de ionização, cor-
responde à energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon 
no estado gasoso. 
Observe as energias de ionização para o átomo de sódio. 
 
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O aumento considerável da energia pode ser explicado a partir da retirada de 
elétrons. Com a retirada de 1 elétron, a força de atração núcleo/elétron aumenta, 
tornando maior a energia necessária para a retirada do próximo elétron. 
 Na tabela, a energia de ionização varia de acordo com a seguinte forma. 
 Nas famílias ou grupos: de baixo para cima. 
 Nos períodos: da esquerda para a direita. 
 
 
 
3.4.3 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade 
 
A afinidade eletrônica é definida como sendo a quantidade de energia liberada 
quando um átomo neutro, isolado e gasoso ganha um elétron. 
Observe o esquema a seguir: 
Y(g) + 1e- → Y-1(g) + energia 
 
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Esse ganho de elétron está relacionado com a instabilidade de um átomo. Pa-
ra conseguir certa estabilidade eletrônica, um átomo recebe elétron, transformando-
se em um ânion e liberando energia. 
O valor da afinidade eletrônica está relacionado com o tamanho do átomo, ou 
seja, quanto maior for o raio do átomo, mais distante o elétron estará do núcleo e 
menor será a sua afinidade eletrônica. De forma resumida, pode-se dizer que a afi-
nidade eletrônica aumenta quando o raio diminui e vice-versa. 
A variação da afinidade eletrônica na tabela periódica. 
 Nas famílias ou grupos: de baixo pra cima. 
 Nos períodos: da esquerda para a direita. 
 
 
Devido a estabilidade eletrônica dos gases nobres, eles são excluídos dessa 
propriedade. 
 
3.4.4 Eletronegatividade 
 
A eletronegatividade é definida como a tendência de um átomo atrair elétrons em 
uma ligação química. 
A eletronegatividade é uma grandeza relativa, pois ela é analisada por meio de uma 
comparação entre a capacidade que dois átomos ligados possuem de atrair os elé-
trons. Além disso, ela é uma propriedade periódica, uma vez que, à medida que o 
número atômico aumenta, ela adquire valores semelhantes para intervalos regula-
res. Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos elementos, mas a for-
ma mais
conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista Linus Pauling. 
 Linus Pauling atribuiu arbitrariamente o valor de 4,0 para o elemento flúor. 
Fazendo comparações, foi possível determinar os valores de eletronegatividade para 
os outros elementos da tabela. 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/propriedades-periodicas.htm
 
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 Como os gases nobres apresentam estabilidade eletrônica. Eles não são in-
seridos nessa propriedade, embora alguns gases apresentem valores de eletronega-
tividade na tabela periódica. 
 A variação da eletronegatividade na tabela periódica. 
 Nas famílias ou grupos: de baixo para cima. 
 Nos períodos: da esquerda para a direita. 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
1. RUSSEL, John B. Química Geral. 2a ed. Vol. I. São Paulo, Makron Books, 1994. 
2. BRAATHEN, Per Chistian. Química Geral. 1ª ed. Vol. único. Viçosa, 1999.