Tabela Periódica

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Universidade Estadual de Santa Cruz 
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas 
 
Curso: Química 
 
Disciplina de Química Geral 
Prof. Dr. Rodrigo Luis Santos 
“Tabela Periódica 
e Propriedade Periódicas – Parte 1” 
Breve Histórico da Evolução da 
Tabela Periódica 
• 1808 Dalton (esfera maciça) 
 1829  Tríades de Döbereiner (1a tentativa) 
 
Breve Histórico da Evolução da 
Tabela Periódica 
1859  novos elementos foram 
descobertos após a invenção do 
espectroscópio por R. W. Bunsen 
e G. R. Kirchhoff. 
 
1860  S. Cannizzaro diferenciou 
átomos de moléculas  Massas 
atômicas mais precisas 
 
1862  Alexandre E. Beguyer 
Chancourtois – 
“Parafuso Telúrico” (2ª tentativa) 
Dispôs os elementos conhecidos ao 
redor de um cilindro e em ordem 
crescente de MA. Primeiro cientista a 
reconhecer que as propriedades 
químicas dos elementos se repetiam a 
cada sete elementos. 
Breve Histórico da Evolução da 
Tabela Periódica 
1864  John A. R. Newlands – Lei das Oitavas (3ª tentativa) 
Lei das oitavas (analogia aos sete intervalos da escala musical) 
Baseado nas suas propriedades físicas, ele classificou os 56 
elementos conhecidos e estabeleceu que um dado elemento 
apresentaria comportamento análogo ao oitavo elemento. 
Breve Histórico da Evolução da 
Tabela Periódica 
1869  Dmitry Mendeleev (4ª tentativa) 
 
Para cada um dos 63 elementos conhecidos criou-se uma carta que 
continha os símbolos do elemento, a massa atômica e suas propriedades. 
1869  Dmitry Mendeleev (4ª tentativa) 
• 1897: Thomson “Pudim de Passas” 
• 1911: Rutherford “Modelo Planetário” 
• 1914: Moseley propôs listagem em função de Z (5ª tentativa) 
• 1921: Modelo de Böhr 
• 1926: Modelo Quântico 
Fleróvio Livermório 
n
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1
 
n
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2
 
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2
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1
 
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3
 
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5
 
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2
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6
 
d
1
 
d
5
 
d
1
0
 
4f 
5f 
Configuração Eletrônica dos Elementos no Estado Fundamental 
Classificação dos Elementos 
http://www.ptable.com/ 
Tabela Periódica 
Grupos 
1: Metais Alcalinos 
2: Metais Alcalinos Terrosos 
15: Pnictogênios 
16: Calcogênios 
17: Halogênios 
18: Gases Nobres 
Propriedades Periódicas: 
Raio Atômico 
• As nuvens de elétrons não tem fronteiras bem definidas; 
logo, não é possível medir o raio exato de um átomo. 
Entretanto, quando os átomos se organizam como sólidos 
e moléculas, seus centros encontram-se em distâncias 
definidas uns dos outros. 
• O raio atômico de um elemento é definido como sendo a 
metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. 
• Se os dois átomos que formam a molécula 
são os mesmos, metade da distância de 
ligação é denominada raio covalente do 
átomo. 
• Se o elemento é um gás nobre, usa-se o 
raio de van der Waals, que é a metade da 
distância entre os centros de átomos 
vizinhos em uma amostra do gás sólido. 
Propriedades Periódicas: 
Raio Atômico 
Em metais como o berílio, o raio 
atômico é definido como metade 
da distância entre os núcleos de 
dois átomos adjacentes. 
Para os elementos que existem 
como moléculas diatômicas, 
como o iodo, o raio do átomo é 
definido como metade da 
distância entre os núcleos. 
Propriedades Periódicas: 
Raio Atômico 
O raio depende: 
a) número quântico principal (n) 
b) carga nuclear efetiva (Zef) 
Carga Nuclear Efetiva (Zef) é a “carga 
positiva” efetiva sentida por um elétron 
 
Variação do raio dos elementos em função do número 
atômico Z 
Propriedades Periódicas: 
Raio Atômico 
 Existe vários métodos para determinar a carga 
efetiva nuclear (Zef) de um átomo. 
Propriedades Periódicas: 
Raio Atômico 
Zef ≈ Z – n° elétrons de seu núcleo 
• A carga nuclear (Z) de um átomo é dada 
pelo seu número de prótons. 
• A carga nuclear efetiva (Zef) é a carga real 
que atua sobre os elétrons do átomo. 
Na 
Mg 
Al 
11 
12 
13 
10 
10 
10 
1 
2 
3 
186 
160 
143 
Zef 
N° e- 
núcleo Z Raio (pm) Config. 
[Ne] 3s1 
[Ne] 3s2 
[Ne] 3s23p1 
Propriedades Periódicas: 
Raio Atômico 
 Outro método para calcular a carga efetiva nuclear 
(Zef) de um átomo é a Regra de Slater 
Zef = Z – σ 
• Z = carga nuclear (n° atômico). 
• σ = fator de blindagem 
• O elétron é atraído pelo núcleo do átomo ao mesmo 
tempo que ele é repelido pelos demais elétrons. Como 
resultado ele está menos fortemente ligado do que 
estaria sem a influência dos outros elétrons. 
• A repulsão do elétron pelo elétron vizinho é chamado de 
blindagem. 
• A blindagem reduz efetivamente a atração entre o 
núcleo e o elétron. 
Cálculo do fator de blindagem (σ) – Regras de Slater 
1.Escrever a configuração eletrônica do átomo: 
(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s, 5p) 
2. Verificar em que tipo de orbital (s, p ,d ou f) o 
elétron encontra-se, 
3. Para elétrons em orbitais ns ou np, temos: 
a) os elétrons (n+1) não exercem blindagem, 
b) os elétrons n blindam de 0,35 cada, 
c) os elétrons (n-1) blindam de 0,85 cada, 
d) os elétrons ≤ (n-2) blindam de 1,00 cada, 
4. Para elétrons nd ou nf, temos: 
a) os elétrons (n+1) não exercem blindagem, 
b) os elétrons nd ou nf blindam de 0,35 cada, 
c) os outros elétrons blindam de 1,00 cada. 
Exemplo: 
Fe (26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Configuração eletrônica: (1s2) (2s2 2p6) (3s2 3p6) (3d6) (4s2) 
Zef {4s} = 26 – (1*0,35 + 14*0,85 + 10*1) = 3,75 
Zef {3d} = 26 – (5*0,35 + 18*1) = 6,25 
Zef {3p} = 26 – (7*0,35 + 8*0,85 + 2*1) = 14,75 
Diagrama de Linus Pauling 
Os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda 
para a direita em cada período devido ao aumento do 
número atômico efetivo, e crescem em cada grupo 
quando camadas sucessivas são ocupadas 
Propriedades Periódicas: 
Raio Iônico 
O raio iônico de um elemento é a 
sua parte da distância entre íons 
vizinhos em um sólido iônico. Em 
outras palavras, a distância entre 
os centros de um cátion e um 
ânion vizinhos é a soma dos dois 
raios iônicos. 
Propriedades Periódicas: 
Raio Iônico 
Resumindo: 
 
• Todos os cátions são muito menores do que os 
átomos originais, porque perderam um ou mais 
elétrons para formar o cátion. 
 
• Os ânions são maiores do que os átomos originais. 
Isso pode ser atribuído ao aumento do número de 
elétrons da camada de valência do ânion e aos efeitos 
de repulsão que os elétrons exercem uns sobre os 
outros. 
Propriedades Periódicas: 
Raio Iônico 
Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de 
n em um grupo e decrescem da esquerda para direita 
em um período. Os cátions são menores e os ânions 
são maiores do que os átomos originais. 
7b_tabela periodica_2.pdf
Universidade Estadual de Santa Cruz 
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas 
 
Curso: Química 
 
Disciplina de Química Geral 
Prof. Dr. Rodrigo Luis Santos 
“Propriedade Periódicas – Parte 2” 
Propriedades Periódicas: 
Raio
Atômico 
O raio depende: 
a) número quântico principal (n) 
b) carga nuclear efetiva (Zef) 
Propriedades Periódicas: 
Energia de Ionização 
 A formação de uma ligação química depende da 
remoção ou transferência de um ou mais elétrons de 
um átomo para outro. 
 A energia envolvida neste processo é de 
fundamental importância para a compreensão de 
suas propriedades químicas. 
Energia de Ionização é a energia 
necessária para remover o elétron mais 
fracamente ligado de um átomo no seu 
estado fundamental, gasoso e isolado 
Unidades de Energia de Ionização: 
elétrons volt (eV) ou joules por mol (J/mol) 
E1 + X (g) X
+
(g) + e
- 
E3 + X
2+ (g) X
3+
(g) + e
- 
E2 + X
+ (g) X
2+
(g) + e
- 
E1: 1ª energia de ionização 
E2: 2ª energia de ionização 
E3: 3ª energia de ionização 
Propriedades Periódicas: 
Energia de Ionização 
E1 < E2 < E3 
Propriedades Periódicas: 
Energia de Ionização 
 Existe alguma relação da energia de ionização com o 
tamanho do átomo? 
Energia de Ionização 
Propriedades Periódicas: 
Energia de Ionização 
 Variação da primeira energia de ionização em função 
do número atômico 
n=1 camada preenchida 
n=2 
n=3 
n=4 
n=5 
Primeiras energias de ionizacao (kJ/mol) dos elementos do grupo principal 
Propriedades Periódicas: 
Energia de Ionização 
 Elementos com baixa energia de ionização 
devem formar cátions facilmente e conduzir 
eletricidade no estado sólido. 
 
 Elementos com altas energia de ionização não 
devem forma cátions facilmente ou conduzir 
eletricidade. 
 
Propriedades Periódicas: 
Energia de Ionização 
 Para predizer algumas propriedades químicas é 
necessário saber como a energia muda quando um 
elétron se liga a um átomo. 
 
 A afinidade eletrônica (A.E.) de um elemento é a 
energia liberada quando um elétron se liga a um 
átomo na fase gás. 
 
Propriedades Periódicas: 
Afinidade Eletrônica 
X (g) + e
- X-(g) + AE 
As afinidades eletrônicas são maiores na parte 
direita superior da Tabela Periódica. 
Propriedades Periódicas: 
Afinidade Eletrônica 
Afinidade Eletrônica 
Geralmente, a A.E. crescem de baixo para cima no grupo 
e da direita para a esquerda no período. 
Obs.: várias exceções são observadas. 
Propriedades Periódicas: 
Afinidade Eletrônica 
Entendendo os sinais: 
 
 Uma alta afinidade eletrônica significa que grande 
quantidade de energia é liberada quando um 
elétron se liga a um átomo. 
 Uma afinidade eletrônica negativa significa que é 
necessário fornecer energia para fazer como que 
um elétron se ligue ao átomo. 
Propriedades Periódicas: 
Afinidade Eletrônica 
 Não confundir A.E. com a entalpia de ionização (H) 
que é a quantidade de energia envolvida no processo 
em que um átomo no seu estado fundamental gasoso 
e isolado recebe um elétron, e portanto tem sinal 
invertido. 
Propriedades Periódicas: 
Afinidade Eletrônica 
H = -328 kJ/mol AE = +328 kJ/mol 
H = -141 kJ/mol AE = +141 kJ/mol 
F (g) + e
- F-(g) 
O (g) + e
- O-(g) 
 As relações diagonais são semelhanças de 
propriedades entre átomos vizinhos diagonais dos 
principais grupos. 
 Saber da existência dessas relações facilita o 
entendimento das propriedades dos elementos e de 
seus compostos. 
 Uma parte desta relação pode ser explicada pelas 
tendências gerais dos raios atômicos e das energias 
de ionização. 
Propriedades Periódicas: 
Relações Diagonais 
O boro (acima) e o silício (abaixo) 
têm um relação diagonal. Ambos 
são sólidos brilhantes, com alto 
ponto de fusão. Eles também têm 
várias semelhanças químicas 
Lítio e Magnésio: reagem diretamente com nitrogênio para formar nitretos. 
Berílio e Alumínio: reagem com ácidos e bases. 
Propriedades Periódicas: 
Relações Diagonais 
Propriedades Periódicas: 
Relações Diagonais 
Os metalóides é um bom exemplo de relação diagonal. 
Propriedades Periódicas: 
Eletronegatividade 
 Eletronegatividade é a capacidade/tendência que 
um átomo tem de atrair os pares de elétrons para 
ele quando faz parte de um composto. 
 A eletronegatividade também está relacionada com 
o tamanho do átomo e com as configurações 
eletrônicas e possui o mesmo comportamento da 
afinidade eletrônica. 
 
Eletronegatividade 
Ordem decrescente de eletronegatividade dos principais ametais: 
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H 
Propriedades Periódicas: 
Eletronegatividade 
 Se um átomo é pequeno e tem um camada 
eletrônica quase completa, então há uma grande 
probabilidade de que ele atraia um elétron pra si 
mais do que um átomo grande com poucos elétrons 
de valência. 
 
 Se o átomo tem uma forte tendência de atrair 
elétrons diz-se que é altamente eletronegativo (δ-) 
(elementos próximos do flúor). 
 
 Se o átomo tem uma tendência em perder elétrons 
(como metais), diz-se que é eletropositivo (δ+). 
 
Propriedades Periódicas: 
Eletronegatividade 
Os valores de eletronegatividade foram estabelecidos por 
Linus Pauling, atribuindo-se o valor 4,0 para o flúor (elemento 
de maior eletronegatividade) e comparando-o com os demais 
elementos. 
Propriedades Periódicas: 
Eletronegatividade 
Valores de eletronegatividade segundo Linus Pauling 
Propriedades Periódicas: 
Eletronegatividade 
 A eletronegatividade segundo Robert Mulliken 
 Se um átomo possui um alta energia de ionização 
(E.I.) e um alta afinidade eletrônica (A.E.) ele terá 
uma maior capacidade de adquirir elétrons do que 
perder quando estiver em um composto, ou seja, será 
eletronegativo. 
 O inverso também é verdadeiro, ou seja, se a energia 
de ionização e a afinidade eletrônica forem baixas, o 
átomo tenderá a perder elétrons (eletropositivo). 
 
Cálculo: 544
)( AEEI 

 A eletronegatividade segundo A. L. Allred e E. 
Rochow 
 Esta escala se baseia na ideia de que a 
eletronegatividade é determinada pelo campo elétrico 
na superfície do átomo. 
 O elétron de um átomo experimenta uma carga 
nuclear efetiva (Zef), sendo que o potencial 
coulombiano na superfície deste átomo é proporcional 
a Zef/r, e o campo elétrico é proporcional a Zef/r
2. 
 De acordo com essa definição os elementos com alta 
eletronegatividade são aqueles com alta Zef e pequeno 
raio covalente. 
 
Cálculo: 
0,744 ) /r(Z 0,359 2ef B
Propriedades Periódicas: 
Eletronegatividade 
0,744 ) /r(Z 0,359 2ef BA. L. Allred e E. Rochow Robert Mulliken 
544
)( AEEI 

Cálculo do fator de blindagem (σ) – Regras de Slater 
1.Escrever a configuração eletrônica do átomo: 
(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s, 5p) 
2. Verificar em que tipo de orbital (s, p ,d ou f) o 
elétron encontra-se, 
3. Para elétrons em orbitais ns ou np, temos: 
a) os elétrons (n+1) não exercem blindagem, 
b) os elétrons n blindam de 0,35 cada, 
c) os elétrons (n-1) blindam de 0,85 cada, 
d) os elétrons ≤ (n-2) blindam de 1,00 cada, 
4. Para elétrons nd ou nf, temos: 
a) os elétrons (n+1) não exercem blindagem, 
b) os elétrons nd ou nf blindam de 0,35 cada, 
c) os outros elétrons blindam de 1,00 cada. 
lista 7_tabela periodica.pdf
Universidade Estadual de Santa
Cruz 
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas 
Disciplina: Química Geral I – Prof. Rodrigo Luis 
 
Lista de Exercício 7: Tabela Periódica 
1) Um átomo de certo elemento tem 15 elétrons. Sem consultar a tabela periódica, responda às 
questões seguintes: (a) Qual é a configuração eletrônica do estado fundamental desse elemento? 
(b) Como deve ser classificado esse elemento? (c) O elemento é diamagnético ou paramagnético 
 
2) Agrupe as configurações eletrônicas seguintes em pares que representariam propriedades químicas 
semelhantes dos seus átomos: 
(a) 1s
2
 2p
6
 3s
2
 
(b) 1s
2
 2s
2
 2p
3
 
(c) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
10
 4p
6
 
(d) 1s
2
 2s
2
 
(e) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 
(f) 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
3
 
 
3) Calcule a carga nuclear efetiva para o elétron mais externo de cada um destes elementos: 
a) Be b) Si c) Mg d) Ge e) Sn 
 
4) Analisando seus cálculos do item anterior e seus conhecimentos sobre propriedades periódicas, 
julgue como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes sentenças. Justifique as falsas. 
a) ( ) É possível observar que as cargas nucleares efetivas de dois elementos de um mesmo 
grupo da Tabela Periódica tendem a um mesmo valor. 
b) ( ) A carga nuclear efetiva independe do subnível em que se encontra o elétron considerado, 
dependendo, portanto, apenas do nível eletrônico do mesmo. 
c) ( ) Quanto mais próximo um elétron está do núcleo, menor deve ser a blindagem sobre ele e, 
por isso, maior a carga nuclear efetiva. 
d) ( ) Uma vez que os elétrons externos ao elétron considerado não exercem blindagem sobre o 
mesmo, para quaisquer elementos químicos, um elétron de mesmo orbital tem sempre a 
mesma carga nuclear efetiva. 
 
5) Use seu conhecimento da periodicidade e coloque cada um dos seguintes conjuntos de elementos 
em ordem decrescente de energia de ionização. Explique sua escolha. (a) selênio, oxigênio, telúrio. 
(b) ouro, tântalo, ósmio. (c) chumbo, bário, césio. 
 
6) Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem decrescente do raio atômico ou iônico: 
(a) enxofre, cloro, silício; (b) cobalto, titânio e crômio; (c) zinco, mercúrio, cádmio.; (d) S
2-
, Cl
-
, P
3-
. 
 
7) Explique por que a energia de ionização do potássio é menor do que a do sódio, ainda que a carga 
nuclear efetiva do sódio seja menor. 
 
8) Quantos elétrons desemparelhados são preditos para a configuração do estado fundamental de 
cada um das seguintes espécies: (a) Pb; (b) Ir; (c) Y 
 
9) Qual é o átomo que possui 1ª energia de ionização maior em cada um dos itens abaixo? Explique 
(Cuidado com as exceções). 
a) Na ou Mg; b) C ou N; c) P ou S 
 
10) Dados os seguintes elementos: Ge (Z=32) e As (Z=33), diga qual é o que tem maior afinidade 
eletrônica.