Livro2_Classificação Periódica dos Elementos

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Classificação Periódica dos Elementos
    No século XIX, os pesquisadores perceberam que havia relação entre as propriedades de
determinadas substâncias e a massa atômica dos átomos que as constituíam: elementos com
massas atômicas próximas tinham propriedades semelhantes. Entre 1869 e 1871, o químico
russo Dimitri Ivanovich Mendeleiev sistematizou as informações existentes e descobriu a
chamada Lei Periódica: as propriedades físicas e químicas dos elementos são uma função
periódica de sua massa atômica.
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Curso: TecQuim.Química Geral Aplicada
Livro: Classificação Periódica dos Elementos
Impresso por: Giselle Viana de Almeida Motta (Prof.Campus.Campos.Centro)
Data: segunda, 22 fev 2021, 10:59
http://www.klickeducacao.com.br/Conteudo/Referencia/CDA/Item_View/1,1655,992---2419,00.html
https://ead2.iff.edu.br/
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Sumário
1. Introdução: Elementos Químicos e a Tabela Periódica
2. A Tabela Periódica
3. Localização do Elemento Químico na Tabela Periódica e Distribuição Eletrônica
4. Classificação dos Elementos Químicos
5. Propriedades Periódicas
5.1. Raio Atômico e Raio Iônico
5.2. Eletronegatividade, Energia de Ionização e Eletroafinidade
5.3. Densidade, Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
5.4. Resumo das Propriedades Periódicas e Exercícios Resolvidos
í ó
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1- Elementos Químicos e a Tabela Periódica
    A ideia de que as substâncias são constituídas por elementos químicos é muito antiga. Empédocles
(490-430 a.C.) usou em suas explicações a idéia de quatro princípios ou elementos primordiais: terra,
água, ar e fogo, sendo essa ideia adotada posteriormente pelo filósofo Aristóteles, mas os elementos
Aristotélicos não tinham o mesmo sentido de hoje.
    A origem do nome elemento encontra-se relacionada ao vocábulo grego “stocheion”, correspondente
ao termo latino “elementum”. O conceito de elemento químico começou a se estruturar a partir da
necessidade de explicação das mudanças observadas na natureza, esse conceito foi sendo alterado ao
longo do tempo. Segundo Boyle, elementos seriam certos corpos primitivos e simples, perfeitamente
puros de qualquer mistura. Para Lavoisier as substâncias elementares seriam aquelas que não poderiam
ser decompostas por meio dos processos químicos conhecidos naquela época. O desenvolvimento de
técnicas de decomposição, como por exemplo a eletrólise, possibilitou que algumas substâncias
consideradas elementares fossem decompostas em novos elementos químicos.
    O uso dos termos substância elementar e elemento químico causaram muita confusão conceitual, mas
essas divergências foram superadas quando, estabeleceram-se definitivamente os conceitos de átomo e
molécula, equivalente, atomicidade e valência e as bases da Teoria Atômico-Molecular.
    A evolução do conceito de elemento químico ocorreu após a descoberta dos prótons, passando a ser
definido como um conjunto de átomos com o mesmo número de prótons dentro do seu núcleo
pertencendo a um mesmo elemento químico. Esse número passou a ser denominado como número
atômico (Z) e é usado para identificar os elementos químicos. Como o núcleo atômico é constituído de
prótons e nêutrons, é possível existir na natureza diferentes átomos classificados como o mesmo
elemento químico, esses átomos são conhecidos como isótopos e diferem apenas no número de
nêutrons no núcleo desses átomos.
    Como a maioria dos elementos químicos ocorre sob a forma de mais de um isótopo, para calcular a
massa atômica de um elemento, devemos considerar a abundância relativa de cada isótopo, pois cada
uma massa diferente, e realizar a média ponderada desses isótopos. Isso explica por que as massas
atômicas relacionadas na tabela periódica não são números inteiros. Note que a organização dos dados
na tabela periódica muitas vezes não seguem mesma ordem da representação já estudada.
Fig. 1 - Representação do Elemento cloro na tabela periódica
Fonte: https://quimik.webnode.com.br/primeiroano/massa-atomica/
Por exemplo, para calculara a massa atômica do cloro, que existe na natureza na forma dos
isótopos com números de massa 35 e 37, temos:
    A diferença entre o valor calculado e o valor constante da tabela periódica deve-se ao fato de que a
massa atômica de cada isótopo não é exatamente igual ao número de massa (A). Nos dados de massa
atômica apresentados em tabelas periódicas, essas diferenças são levadas em consideração.
Todos os elementos químicos estão presentes na tabela periódica. Eles são representados por uma
sigla, onde a primeira letra é maiúscula. Se essa sigla tiver duas letras, a segunda será minúscula,
por exemplo:
https://www.todamateria.com.br/tabela-periodica/
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Elemento Cálcio – sigla Ca
Elemento Carbono – sigla C
 Além disso, na tabela periódica são indicadas algumas características desse elemento: nome,
símbolo, número atômico, massa atômica e distribuição eletrônica.
 Atualmente são conhecidos 118 elementos químicos, mas nem todos são naturais. A partir de
1940, começaram a ser obtidos de forma artificial os elementos com números atômicos maiores
que 92, que podem ser calssificados como:
- Elementos artificiais e cisurânicos » apresentam número atômico inferior a 92, do elemento urânio U, e
são os seguintes: tecnécio (Tc), astato (At), frâncio (Fr), promécio (Pm);
- Elementos artificiais e transurânicos » apresentam número atômico superior a 92.
Os quatro elementos artificiais mais recentemente descobertos são o nipônio (Z=113), o moscóvio
(Z=115), o tennesso (Z=117) e o oganessônio (Z=118).
92
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2- A Tabela Periódica
2.1 - A Tabela Periódica de Mendeleev
    A tabela organizada pelo químico Mendeleiev é parecida com a atual. Em 1869, ele classificou os 64
elementos químicos conhecidos na época, organizando-os pela ordem crescente de sua massa atômica.
Percebeu que as propriedades de determinados elementos repetiam-se periodicamente e usou esse
critério para reuni-los em grupos ou famílias - os elementos situados numa mesma coluna têm
propriedades semelhantes. Ao fazer essa ordenação, alguns espaços entre elementos químicos
conhecidos ficaram vazios. Mendeleiev previu que seriam preenchidos por elementos ainda
desconhecidos  – o que foi confirmado mais tarde pela descoberta de novos elementos. Para poder
calcular quantos elementos novos poderiam surgir além dos já conhecidos, o físico Henry G.J. Moseley
ordenou, entre 1912 e 1913, os elementos por seu número atômico, que, por ser um número inteiro,
permitia "contar" quantos átomos faltavam descobrir – desde então, a tabela periódica é organizada em
ordem crescente de número atômico (Z).
Fig.2 - Selo impresso em Circa, na Rússia em 2009, mostra Dimitri Mendeleiev (1834-1907), em comemoração ao
aniversário de 175 anos de seu nascimento.
 Fonte: https://www.manualdaquimica.com/cientistas-que-contribuiram-para-quimica/mendeleiev-criador-tabela-
periodica.htm
2.2 - A Tabela Periódica Atual
 Na tabela periódica atual, os elementos estão organizados em ordem crescente de número
atômico. Os elementos químicos estão distribuídos em colunas verticais denominadas famílias ou
grupos e em linhas horizontais chamadas períodos. De maneira simplificada, os elementos são
organizam-se em 18 colunas e sete períodos. 
     A maneira mais usual de apresentação da tabela periódica é a sua forma compacta (padrão), onde as
séries dos lantanídeos e a série dos actinídeos aparecem de maneira destacada, logo abaixo do corpo
principal da tabela: 
Fig.3 - Tabela Periódica compacta.
 Contudo, também é possível encontrar outras versões da tabela periódica atua, como a forma
estendida (ou longa).
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Fig.4 - Tabela Periódica Estendida
2.2.1 - As Famílias
 Cada coluna recebe o nome de grupo e contém elementos com propriedades químicas
semelhantes. Os grupos são numerados em algarismos romanos na seguinte ordem: IA, IIA, IIIB,
IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (que têm três colunas), IB, IIB, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA, ou 0.
Ou, são simplesmente numeradas sequencialmente de 1 até 18. 
 Alguns Grupos Famosos:1 (1A): metais alcalinos.
2 (2A): metais alcalinos terrosos.
16 (6A): calcogênios.
17 (7A): halogênios.
18 (8A, 0): gases nobres.
Fig.5 - Tabela com o nomes das principais famílias
Fonte: TABELA PERIODICA.pdf (pucgoias.edu.br)
Classificação dos elementos
 
As famílias se dividem em 2 grupos:
-  Elementos representativos (Grupo A): são os elementos que ocupam as colunas mais altas da
tabela, possuem seus elétrons de máxima energia (os últimos que se escrevem ao se fazer sua
configuração eletrônica) em subníveis s ou p.
- Elementos de transição ou transição externa (Grupo B): localizam-se no meio da tabela, os elétrons de
máxima energia estão situados em subníveis de tipo d, que não se encontram no nível mais externo. 
- Elementos de transição interna – Último elétron colocado em subnível f, estão divididos  em duas
classes:
a) Lantanídeos (metais terras raras) – Grupo 3B e 6.° período. Elementos com número atômico (Z) de 57 a
71.
b) Actinídeos – Grupo 3B e 7.° período. Elementos com número atômico (Z) de 89 a 103.
http://professor.pucgoias.edu.br/SiteDocente/admin/arquivosUpload/6739/material/Aula%203-%20TABELA%20PERIODICA.pdf
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Obs.: A classificação em grupos A e B não é mais recomendada pela IUPAC. 
2.2.2 - Os Períodos ou Séries
    As linhas horizontais são chamadas períodos ou séries, elas são numeradas de um a sete. Essa
organização está relacionada aos níveis de energia (camadas eletrônicas) dos elementos químicos.  Os
elétrons que estão num mesmo período têm em comum o número quântico principal, que define a
energia de seu elétron mais externo e que coincide com o número do período. Assim, nas configurações
dos elementos do segundo período, o número quântico principal maior será o dois e no sétimo período
será o sete. Nem todos os períodos possuem o mesmo número de elementos. Existe um período com dois
elementos, dois com oito e três com 18 – o último está incompleto. As duas linhas separadas, abaixo,
cada uma com 14 elementos, reúnem os lantanídeos e os actinídeos. Esses elementos, chamados de
transição interna ou terras raras, têm propriedades semelhantes às do lantânio e do actínio e seu elétron
de maior energia pertence a um subnível f.
Fig.6 - Tabela com os períodos
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3- Localização do Elemento Químico na Tabela e Distribuição Eletrônica
 A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que determinemos
sua localização na tabela. Vamos recordar as informações que a família e o período fornecem:
 
 Para se determinar a posição de um elemento na tabela periódica a partir do seu número
atômico, devemos inicialmente fazer a distribuição eletrônica, na ordem crescente dos subníveis de
energia, utilizando o diagrama de Pauling. A partir dessa distribuição temos:
- o número do período em que o elemento se encontra é dado pelo nível mais externo, ou seja o maior
número quântico principal (aquele número maior que fica a frente do subnível, use a camada de
valência);
- a família a que pertence o elemento é dada pelo  número de elétrons aí existentes na  camada de
valência, que é a última camada. Observe bem se a camada de valência possui mais de um subnível, se
assim for conte o total de elétrons juntando os subníveis dessa camada. 
Como só existe interesse em se posicionar os elementos representativos, podemos simplificar:
- Se o último subnível da distribuição eletrônica (subnível de maior energia)  for do tipo  s  ou  p, trata-
se de um elemento representativo (antigo grupo A);
- Se o último subnível da distribuição eletrônica (subnível de maior energia) for do tipo d ou f, teremos
um elemento de transição (antigo grupo B).
Obs.: Embora a denominação de famílias não seja mais recomendada pela IUPAC, quando nos
referimos aos grupos da tabela periódica, usaremos esses termos para melhor relacionar as
famílias com os elétrons de valência.
Vejamos alguns exemplos de como se pode localizar o elemento químico a partir da distribuição
eletrônica:
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4- Classificação dos Elementos
    Uma das mais antigas classificações distribuía os elementos em dois grupos principais, levando em
consideração características físicas: metais e não-metais. A descoberta dos gases inertes fez surgir o
grupo dos gases nobres. O elemento hidrogênio fica à parte destes grupos. Hoje os elementos químicos
distribuem-se de acordo com a seguinte classificação: Metais, Não-Metais (Ametais), Gases Nobres.
Fig. 7 -  Tabela periódica com a classificação dos elementos separada por cores.
Fonte: http://www.proenem.com.br/enem/quimica/tabela-periodica-familia-periodo-metais-x-ametais/
Metais: são elementos sólidos, exceto o mercúrio (Hg) que é um líquido a temperatura ambiente; em
geral duros; têm a propriedade de refletir a luz, manifestando brilho característico (denominado
“brilho metálico”); densos; de altos pontos de fusão e de ebulição; apresentam alta condutividade
elétrica e térmica; ductibilidade, que é a capacidade de serem transformados facilmente em fios;
maleabilidade, facilidade de transformar em lâminas. De maneira geral os metais tem poucos
elétrons na camada de valência e perdem facilmente esses elétrons dando origem a íons
positivos (cátions).
Ametais ou  Não-Metais :  apresentam propriedades opostas às dos metais, ou seja: são maus
condutores de calor e eletricidade; em geral são opacos, não são dúcteis e nem maleáveis. Possuem
mais elétrons na camada de valência quando comparado aos metais e por essa razão têm tendência a
ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos (ânions).
Gases Nobres:  são encontrados isoladamente na natureza na forma de moléculas monoatômicas
(substâncias simples); têm comportamento químico específico e receberam esse nome porque se
considerou inicialmente que não reagiam (gases inertes). Hoje já se consegue sintetizar alguns
compostos de gases nobres, embora tenha estabilidade precária.
Obs.1: O hidrogênio (Z=1) é  um elemento atípico,  tem características distintas de todos os demais
elementos pois possui a propriedade de se combinar com metais e ametais. Nas condições ambientes, é
um gás extremamente inflamável. Na forma liquefeita, é utilizado como combustível de foguetes. O
hidrogênio, em alguns sistemas periódicos é representado à parte, ou representado duplamente sobre o
grupo dos metais alcalinos, ou ainda sobre os halogênio, pois manifesta características intermediárias
entre esses dois grupos.
Obs.2: Entre os metais e os não metais existem 7 elementos (Boro, Silício, Germânio, Arsênio, Antimônio,
Telúrio e Astato) que apresentam  características intermediárias entre esses dois grupos, como por
exemplo possuir aparência metálica sem apresentar as propriedades de um metal. Esses elementos
receberam a classificação de semimetais, porém atualmente essa nomenclatura não é mais
recomendada pela IUPAC. O mais popular desse grupo é o Silício, que é usado pela indústria eletrônica
para fabricar chips utilizados nos circuitos eletrônicos.  
 
 
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5- Propriedades Periódicas
 Um evento dito periódico é aquele que possui um padrão de repetição de acordo um parâmetro
específico. Trazendo para o cotidiano, o natal por exemplo é um evento periódico que ocorre
anualmente, podemos citar também as fases da lua, as marés, etc. 
 Ao logo da história, no estudo e observação das características dos elementos químicos, os
cientistas descobriram que algumas propriedades de alguns grupos de elementos químicos
variavam periodicamente. Tais como o raio atômico (tamanho do átomo), a eletronegatividade
(tendência que um átomo tem de atrair para si os elétrons quando realiza uma ligação química),
dentre outras. 
 Essas informações foram utilizadas para embasar a organização da tabela periódica atual,
relembre como ela está organizada nas figuras a seguir: 
É importante destacar que os elementos químicos possuem propriedades aperiódicas e periódicas.
As ditas aperiódicas são aquelas aquelas que não possuem regularidade em suas variações em
relação ao número atômico, como por exemplo a massa atômica. Por outro lado, as propriedadesperiódicas possuem um padrão de crescimento ou decrescimento num dado intervalo de número
atômico. 
Assista ao vídeo a seguir, que trata sobre as principais propriedades periódicas sob o nosso
estudo, estude-o com atenção!. 
Tabela - Propriedades Periódicas
https://www.youtube.com/watch?v=eqFGa9hcdMc
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Fonte: YouTube
Tabela - Propriedades periódicas.Tabela - Propriedades periódicas.
https://www.youtube.com/watch?v=eqFGa9hcdMc
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5.1 Raio Atômico. 
 O raio atômico corresponde à distância do núcleo até a última camada da eletrosfera de um
átomo. 
 É importante destacar que a eletrosfera não apresenta limites definidos, assim, para realizar a
medição do raio atômico com precisão, utiliza-se uma técnica denominada difração por raios X.
 De maneira muito simplificada, mede-se a distância entre dois núcleos de átomos de um
mesmo elemento químico (distância internuclear) e divide-se por 2. 
Fig. 8 - Raio atômico.
 A unidade de medida dos raios atômicos é o nanômetro, os valores obtidos são tabelados e
pode-se notar um padrão de crescimento/decrescimento de acordo com os períodos e as famílias
da tabela periódica. 
5.1.2 Variação do Raio Atômico nas Famílias ou Grupos (linhas verticais da tabela periódica) 
 Em uma mesma família, cada elemento químico pertence a um período específico, e cada
período representa os níveis de energia que o átomo, no estado fundamental, possui. 
 Assim, um átomo localizado no 1º período possui apenas um nível de energia (seus elétrons
estão distribuídos apenas na camada K) tem raio atômico menor que o átomo que está no 2º
período que possui dois níveis de energia. 
 Desta forma, em uma família da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo,
conforme aumenta o número atômico e, consequentemente, o número de níveis de energia do átomo no
estado fundamental.
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Fig. 9 - Aumento do raio atômico num grupo.
Fonte: https://www.todamateria.com.br/raio-atomico/ 
5.1.3 Variação do Raio Atômico nos Períodos ou Séries  (linhas horizontais da tabela periódica)
 Nas séries ou períodos, o raio atômico da direita para a esquerda. Isto pode ser explicado, pois
a medida que número atômico (número de prótons) diminui, também diminui a atração entre o
núcleo e os elétrons do último nível, aumentando assim o raio.
Fig. 10 - Aumento do raio atômico num período.
Fonte: https://www.todamateria.com.br/raio-atomico/ 
5.2 - Raio Iônico
 Como vimos, o tamanho do átomo é medido pelo seu raio atômico (distância entre o núcleo e a
última camada da eletrosfera). De maneira similar, existe o raio iônico que é o tamanho que o
átomo adquire após doar elétrons (cátion) ou receber elétrons (ânion). 
5.2.1  Raio iônico do cátion
 O cátion é a espécie química formada quando um átomo perde 1 ou mais elétrons. O cátion
apresenta carga positiva (X ).
Exemplo:
O átomo de cálcio ( Ca ) possui 20 prótons e 20 elétrons
Já o seu cátion bivalente ( Ca ) apresenta 20 prótons e 18 elétrons, pois perdeu dois
elétrons. 
Agora vamos comparar o raio atômico do cálcio com o raio iônico de seu cátion bivalente:
Um dos fatores que interfere no tamanho dos átomos e íons é a força de atração existente
entre o núcleo (+) e os elétrons da eletrosfera (-).
O átomo é eletricamente neutro, ou seja nele o número de prótons é igual ao número de
elétrons (p = e)
Quando um átomo se transforma em cátion, o número de prótons é maior que o número de
elétrons (p > e). Com isso, aumenta a força de atração do núcleo pelas camadas da eletrosfera,
+
20
20
+2
/
diminuindo o raio. 
Desta forma, o raio de um átomo neutro é sempre maior do que o raio iônico do seu cátion.
5.2.2 Raio iônico do ânion
 O ânion é a espécie química formada quando um átomo ganha 1 ou mais elétrons. O ânion
apresenta carga negativa (X ).
Exemplo:
O átomo de oxigênio ( O ) possui 8 prótons e 8 elétrons
Já o seu ânion bivalente ( O ) apresenta 8 prótons e 10elétrons, pois ganhou dois elétrons. 
Agora vamos comparar o raio atômico do oxigênio com o raio iônico de seu ânion bivalente:
Um dos fatores que interfere no tamanho dos átomos e íons é a força de atração existente
entre o núcleo (+) e os elétrons da eletrosfera (-).
O átomo é eletricamente neutro, ou seja nele o número de prótons é igual ao número de
elétrons (p = e)
Quando um átomo se transforma em ânion, o número de prótons é menor que o número de
elétrons (p < e). Com isso, diminui a força de atração do núcleo pelas camadas da eletrosfera,
aumentado o raio. 
Desta forma, o raio de um átomo neutro é sempre menor do que o raio iônico do seu ânion. 
-
8
8
-2
/
5.2.1 Eletronegatividade 
 A eletronegatividade é capacidade que um átomo de atrair para si os elétrons de uma ligação,
quando combinado com átomo de outro elemento.
Vamos entender como os átomos estão organizados na tabela periódica em relação à eletronegatividade:
Quanto ao raio atômico: quanto menor o raio, maior é a eletronegatividade. 
Quanto às famílias ou grupos: em um mesmo grupo, quanto menor for o número atômico, maior
será a eletronegatividade. Isso acontece pois, quanto menor o número atômico num
determinado grupo, maior é a força de atração entre o núcleo e a eletrosfera,
e, consequentemente, maior é a capacidade de atrair os elétrons (eletronegatividade). 
Quanto aos períodos ou séries: nos períodos, a eletronegatividade cresce da esquerda para a
direita. Isso acontece pois, quanto maior o número atômico num determinado período, maior é
a força de atração entre o núcleo e a eletrosfera, e, consequentemente, maior é a
eletronegatividade (capacidade de atrair os elétrons). 
 Assim, a eletronegatividade cresce no sentido oposto ao raio atômico, tanto nos períodos quanto
nas famílias. 
 Aumento dos valores de eletronegatividade nas famílias (seta azul) e nos períodos (seta verde).
A eletronegatividade dos gases nobre é considerada nula.
 Fig. 11 - Aumento da eletronegatividade num grupo e período.
 Como os gases nobres tendem a ficar em sua forma isolada, a eletronegatividade deles é nula.
Assim, o elemento que possui maior eletronegatividade é o flúor (F). No estudo das ligações
iônicas, a eletronegatividade será abordada novamente, com mais detalhes, ex.: a fila de
eletronegatividade de Linus Pauling. 
    Observação: Uma propriedade oposta à eletronegatividade é a eletropositividade. A
eletropositividade corresponde à tendência de um átomo perder elétrons numa ligação química,
formando cátions. A eletropositividade também pode ser denominada caráter metálico. De maneira
geral, temos: os metais são mais eletropositivos e os ametais são mais eletronegativos. A
eletropositividade cresce no mesmo sentido do raio atômico, da direita para esquerda nos períodos
e de cima para baixo nos grupos. 
Aumento dos valores de eletronegatividade nas famílias (seta azul) e nos períodos (seta verde). A
eletropositividade dos gases nobre é considerada nula. 
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 Fig. 12 - Aumento da eletropositividade num grupo e período.
5.2.2 Energia ou Potencial de Ionização 
    A energia de ionização (EI) corresponde à energia necessária para remoção de um elétron de um
átomo (isolado e no estado gasoso). Em geral, sua unidade de medida é o elétron-volt (eV), que é
a energia ou trabalho necessário para deslocar um elétron contra uma diferença de potencial de 1 volt. 
 A equação a seguir, representa a energia de ionização: X (g) + energia → X (g) + e
 Alguns elementos podem possuir sucessivas energias de ionização. Nesses casos, é preciso
destacar que a segunda energia de ionização de um determinado átomo é maior que a primeira,
que a terceira energia de ionização é maior que a segunda e assim sucessivamente. Isto ocorre
porque, a medida ocorre a remoção de um elétron, a força de atração existente entre o núcleo e
as últimas camadas da eletrosfera aumenta, fazendo com que seja cada vez mais difícil remover o
próximo elétron (há uma maior demanda energética). Geralmente, os elementos representativos
se estabilizam ao adquirir a configuração eletrônicado gás nobre mais próximo. Os metais,
tendem a doar os elétrons (possuem baixa energia de ionização) e os ametais tendem a receber
elétrons (possuem elevada energia de ionização).
    Vamos entender como os átomos estão organizados na tabela periódica em relação à energia de
ionização:
Quanto ao raio atômico: quanto menor o raio, maior é a energia de ionização, já que a atração
entre o núcleo e o elétron é maior por estarem mais próximos. 
Quanto às famílias ou grupos: em um mesmo grupo, quanto menor for o número atômico, 
maior será a energia de ionização. Este comportamento é explicado pois a, em um família,
quanto maior o número atômico, maiores são os níveis de energia e, consequentemente, o o
raio atômico. Assim, os elétrons das últimas camadas se distanciam do núcleo, tornando sua
remoção mais fácil.
Quanto aos períodos ou séries: em um mesmo período, quanto maior for o número atômico,
maior será a energia de ionização. A explicação para esse comportamento é que quanto mais
prótons presentes no núcleo, maior é a força de atração nuclear em relação aos elétrons das
últimas camadas, dificultando a retirada do elétrons. Por isso, no período, a energia de
ionização cresce da esquerda para a direita.
 Aumento dos valores de energia de ionização nas famílias (seta azul) e nos períodos (seta
verde). 
 Fig. 13 - Aumento da energia ou potencial de ionização num grupo e período.
5.2.3 Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
    A afinidade eletrônica corresponde à energia liberada quando um átomo (isolado e no estado
gasoso) recebe um elétron.
 Essa propriedade não se aplica aos elementos da família dos gases nobres, pois eles são
inertes. Assim, a eletroafinidade dos gases nobres é  nula. 
 A equação a seguir, representa a eletroafinidade: X (g) + e → X (g) + energia
 
0 +
0 -
/
    Vamos entender como os átomos estão organizados na tabela periódica em relação à afinidade
eletrônica:
Quanto ao raio atômico: quanto menor é o raio (tamanho do átomo), maior será a sua afinidade
eletrônica.
Esse comportamento acontece, pois os núcleos dos átomos pequenos exercem grande atração em
relação aos elétrons das últimas camadas é maior. 
Quanto às famílias ou grupos: em um mesmo grupo, quanto menor for o número atômico, 
maior será a afinidade eletrônica. 
Nos grupos, os elementos com menor número atômico possuem menos níveis (camadas), fato que
propicia maior atração entre o núcleo e os elétrons das últimas camadas. 
Quanto aos períodos ou séries: em um mesmo período, quanto maior for o número atômico,
maior será a afinidade eletrônica. 
A explicação para esse comportamento é que quanto mais prótons presentes no núcleo, maior é a
força de atração nuclear em relação aos elétrons das últimas camadas. Por isso, no período, a
afinidade eletrônica cresce da esquerda para a direita. 
Aumento dos valores de eletronegatividade nas famílias (seta azul) e nos períodos (seta verde). A
eletroafinidade dos gases nobre é considerada nula. 
 Fig. 14 - Aumento da afinidade eletrônica ou eletroafinidade num grupo e período.
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5.3 Densidade, Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição 
 Densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição são propriedades físicas da matéria de grande
importância em diversas atividades de laboratório, por isso, elas serão trabalhadas na disciplina de
Técnicas Básicas de Laboratório. Estas propriedade também são propriedades periódicas dos
elementos químicos, ou seja, é possível identificar um padrão de crescimento ou decrescimento
num dado intervalo de números atômicos na tabela periódica.
Densidade (ou massa específica): é a relação entre massa (m) e volume (v) de um determinado
material (d=m/v). Como o volume é uma grandeza física dependente da temperatura e da
pressão, é necessário especificar as condições ambientais para fazer comparações de valores
de densidade. O padrão de crescimento da densidade está representado na figura a seguir: 
 Fig. 15 - variação da densidade nos grupo e período da tabela periódica.
 Observa-se que os valores de densidade crescem com o aumento do número atômico nas
famílias e das extremidades para o centro nos períodos. Os elementos químicos de maiores
densidades são o ósmio (Os: d= 22,6 g/cm ) e o irídio (Ir: d=22,5 g/cm ).
Ponto de fusão e ponto de ebulição:  são propriedades específicas da matéria que permitem avaliar o
estado físico das substâncias. Os seus valores podem variar  de acordo com pressão, sendo comum
utilizar os valores obtidos sob pressão de 1 atmosfera (atm).
- Ponto de fusão (P. F): temperatura na qual uma substância pura passa do estado sólido para o estado
líquido, usualmente é expresso em ºC (graus Celsius). 
- Ponto de ebulição (P.E): temperatura na qual uma substância pura passa do estado líquido para o
estado gasoso, usualmente expresso em ºC (graus Celsius).
    O padrão de crescimento dos valores de ponto de fusão e ponto de ebulição são mostrados na figura a
seguir: 
 Fig. 16 - variação dos pontos de fusão e ebulição nos grupo e período da tabela periódica.
 
 O crescimento dos valores de ponto de ebulição dos elementos na tabela periódica é
semelhante ao comportamento da densidade: de cima para baixo nos grupos e das extremidades
para o centro nos períodos. Porém, destaca-se que para a família dos metais alcalinos (grupo 1) e
dos metais alcalinos terrosos (grupo 2) os valores crescem no sentido oposto ao crescimento do
número atômico, ou seja, aumentam de baixo para cima. 
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 Um elemento que merece destaque em relação ao ponto de ebulição é o carbono (C), que,
apesar de ser um ametal, possui ponto de fusão de 3350ºC (maior da tabela periódica). 
Lembrando que os ametais tendem a ter baixos pontos de fusão e ebulição. 
 Já o metal com maior ponto de fusão é o tungstênio (W), com o valor de 3422 ºC. Por persistir
no estado sólido em elevadas temperaturas, ele é utilizado em lâmpadas incandescentes. 
Fig. 17 - Lâmpada incandescente com filamento de tungstênio.
Fonte: pixabay
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A seguir, um resumo das propriedades periódicas. É importante que você já tenha estudado os tópicos
anteriores, ok?
Propriedades Periódicas sob Estudo: 
Raio atômico: indica o tamanho do átomo, corresponde à distância entre o núcleo e a última
camada da eletrosfera. 
Energia (ou potencial) de ionização: é a energia absorvida quando um átomo (isolado e no estado
gasoso) perde um elétron.
Afinidade eletrônica: é a energia liberada quando um átomo (isolado e no estado gasoso) recebe
um elétron.
Eletronegatividade: é a tendência de um átomo atrair os elétrons quando realiza uma ligação
química. 
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Eletropositividade: é a tendência que o átomo possui de doar elétrons quando realiza uma ligação
química. 
Densidade (densidade absoluta ou massa específica):  densidade (d) é a relação entre massa por
unidade de volume (d=m/v). Usualmente expressa em: g/ml, g/cm , entre outros. 
Ponto de fusão e ponto de ebulição:  temperaturas nas quais ocorrem a fusão e a ebulição,
respectivamente. 
Exercícios Resolvidos Sobre Propriedades Periódicas: 
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https://www.youtube.com/watch?v=0CObbIn3teM
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Exercícios resolvidos sobre propriedades periódicas
O vídeo abaixo (ou no link acima), apresenta a resolução da 5 exercícios sobre propriedades
periódicas. Vamos treinar? Tabela periódica, caderno, lápis e borracha na mão e vamos nessa!
Fonte: YouTube. 
Questões (resolução/respostas no vídeo): 
1- Considere as seguintes características de um certo elemento químico:
I- Ele é menos eletronegativo que o oxigênio. II- Ele possui raio atômico menor que o berílio. 
 III- Ele possui eletroafinidade maior que o Boro.
Este elemento pode ser:
a) Carbono b) Enxofre c) Alumínio d) Magnésio e) Flúor
2- Abaixo, tem-se o processo de ionização do magnésio: 
Associe os valores de EI abaixo com as EI representadas acima. 
7 732 kJ; 738 kJ; 1451 kJ.
3- Indique o metal alcalino que apresenta a maior primeira energia de ionização (1ªEI)
4- Indique o halogênio que apresenta a menor primeira energia de ionização. 
5- Qual é o metal alcalino terroso de maior eletronegatividade?
Exercícios Propriedades Periódicas Aula 9 -TPE09Exercícios Propriedades Periódicas Aula 9 -TPE09
https://www.youtube.com/watch?v=0CObbIn3teM
https://www.youtube.com/watch?v=0CObbIn3teM