“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
ATENÇÃO: Não sou o detentor dos direitos e também
não tenho a intenção de violá-los de nenhuma imagem,
exemplo prático ou material de terceiros que porventura
venham a ser utilizados neste ou em qualquer outro
material.
PROPRIEDADES DA TABELA PERIÓDICA
Uma das funções da tabela periódica é relacionar as propriedades dos
elementos químicos com as estruturas de seus átomos, propriedades estas que podem
ser do tipo periódicas e aperiódicas.
PROPRIEDADES APERIÓDICAS;
As propriedades aperiódicas dos elementos são aquelas cujos valores variam
(aumentam ou diminuem) à medida que o número atômico aumenta e que não se
repetem em períodos determinados ou regulares, fugindo do princípio da
periodicidade estabelecido por Mendeleev.
Massa atômica: A massa atômica é a unidade de peso de átomos feita por comparação
com uma grandeza padrão (1/12 da massa de um átomo isótopo do carbono-12). Esta
propriedade sempre aumenta de acordo com o aumento do número atômico, sem
fazer referência à localização do elemento na tabela periódica.
Calor específico: O calor específico é a quantidade de calor que um grama de uma
substância precisa absorver para aumentar sua temperatura em 1 °C, sem que haja
alteração no seu estado físico. O calor específico de um elemento no estado sólido
sempre diminui com o aumento do número atômico.
Dureza: A dureza é uma propriedade mecânica característica de materiais sólidos que
representa a resistência destes materiais ao risco ou à penetração quando
pressionados. Esta propriedade muito depende do estado em que se encontra o
material, bem como das forças de ligação entre os seus átomos, moléculas ou íons.
Quanto maior é o número atômico, maior também é a dureza do elemento químico.
1
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
PROPRIEDADES PERIÓDICAS;
As propriedades periódicas dos elementos químicos são as características
inerentes a esses elementos que variam de acordo com sua posição na tabela
periódica, ou seja, com o número atômico.
RAIO ATÔMICO
Raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica porque seus valores
só variam periodicamente, ou seja, aumentam e diminuem seguidamente, com o
aumento do número atômico. Podemos dizer que o raio atômico (r) é a metade da
distância internuclear mínima (d) que dois átomos desse elemento podem apresentar,
sem estarem ligados quimicamente. Para medir o raio atômico, usa-se a técnica da
difração por Raios-X.
Análise do tamanho do raio na tabela periódica
Na mesma família: Na família o tamanho do raio cresce de cima para baixo, ou seja,
ele acompanha o número de camadas dos átomos de cada elementos.
Ex Família IA:
Li (2º Período, Raio 1,52 Å)
Na (3º Período, Raio 1,86 Å)
K (4º Período, Raio 2,27 Å)
No mesmo período: Nessa situação os elementos possuem o mesmo número de
camadas, para sabermos quem possui um maior raio é necessário saber calcular a
carga nuclear efetiva que o núcleo exerce sobre os elétrons mais externos. O átomo
que possui a maior carga nuclear haverá uma maior atração do núcleo por estes
elétrons e certamente possuirá um menor raio.
Ex II Período:
Carga nuclear efetiva (Z ef = Z – e - , onde Z é o número atômico e e - é o número de
elétrons entre o núcleo e o elétron em questão, ou seja os elétrons de césio).
Li (z=3)
Z ef = 3 – 2
Z ef =+1
Be (z=4)
Z ef = 4 – 2
Z ef =+2
B (z=5)
Z ef = 5 – 2
Z ef =+3
O (z=8)
Z ef = 8 – 2
Z ef =+6
F (z=9)
Z ef = 9 – 2
Z ef =+7
2
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
Observe: maior raio
atômico é o flúor, devido a
sua elevada carga nuclear,
e o maior raio é o do
frâncio.
RAIO ATÔMICO X RAIO IÔNICO
Quando um átomo perde ou ganha elétrons ele se transforma em um íon e o
tamanho do seu raio é alterado, visto que a força de atração do núcleo também é
alterada. Dessa forma temos;
Tamanho dos cátions: De uma maneira geral, os metais formam íons positivos pela
perda de um ou mais elétrons. Os íons metálicos são menores do que os átomos dos
quais foram formados porque quando se forma um íon positivo, o número de cargas
positivas no núcleo excede o número de elétrons circundantes e a carga nuclear
efetiva é aumentada. Em consequência, os elétrons remanescentes são mais
fortemente atraídos pelo núcleo reduzindo o tamanho do átomo.
Li (z=3)
Li + (z=3)
Na (z=11)
Na + (z=11)
R = 1,23 Å
R = 0,60 Å
R = 1,57 Å
R = 0,95 Å
OBS: O cátion é sempre menor do que o átomo que lhe deu origem.
O Tamanho dos Ânions: De uma maneira geral, os não metais formam íons negativos
pelo ganho de um ou mais elétrons. Os íons dos não metais são maiores do que os
átomos que lhe deram origem porque quando se forma o íon negativo o número de
elétrons circundantes excede o número de cargas positivas e como consequência a
nuvem eletrônica é obrigada a se expandir.
F (z=9)
F - (z=9)
Cl (z=17)
Cl - (z=17)
R = 0,71 Å
R = 1,33 Å
R = 0,99 Å
R = 1,84 Å
OBS: O ânion é sempre maior do que o átomo que lhe deu origem
PORTANTO:
ÂNION>ÁTOMO>CÁTION
OBS: Em uma série isoeletrônica o maior raio também será visualizado após o cálculo
da carga nuclear.
3
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo neutro no seu
estado gasoso.
Considerações;
 O primeiro potencial de ionização é considerado o mais importante. Por quê?
Porque é neste momento que ocorrer a retirada do primeiro elétron da camada
mais externa do átomo.
 A primeira energia de ionização é menor que a segunda, que por sua vez é menor
que a terceira. Por quê? Podemos pensar da seguinte maneira, se a cada energia
de ionização eu estou retirando um elétron, a tendência é que a carga que o núcleo
exerce sobre este elétron aumente cada vez mais, sendo assim necessária uma
quantidade de energia cada vez maior para que ocorra a retirada do segundo e
terceiro elétron respectivamente.
 Apresenta mesmo comportamento da afinidade eletrônica e da
eletronegatividade. Por quê? Imagine que um elemento altamente eletronegativo
como flúor fosse perder um elétron na última camada, você consegue imaginar o
tão quanto difícil seria a retirada deste elétron? É devido a isso que ele apresenta a
maior energia de ionização na tabela periódica, pois para a retirada de um elétron
da sua última camada será necessário uma elevada energia de ionização.
 Em uma mesma família a energia aumenta de baixo para cima. Em um mesmo
período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a direita.
4
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
ELETROAFINIDADE OU AFINIDADE ELETRÔNICA
É a energia normalmente liberada quando um elétron é adicionado a um átomo
isolado e no seu estado gasoso.
Considerações:
 A afinidade eletrônica aumenta conforme o raio atômico diminui.
 A eletroafinidade, na tabela periódica, aumenta nas famílias de baixo para cima e
nos períodos da esquerda para a direita.
ELETRONEGATIVIDADE:
A eletronegatividade pode ser considerada como uma força de atração exercida
sobre os elétrons de uma ligação entre dois ou mais átomos, ou seja, quanto maior for
essa força de atração maior ser a tendência de um determinado átomo em receber
elétrons em uma ligação química.
Considerações;
 A alta eletronegatividade é muito característicos dos não-metais.
 A eletronegatividade diminui conforme o raio atômico aumenta. Por Quê? Quanto
maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons mais afastado
e então, deixando eles mais susceptível a migrarem para um outro átomo em uma
ligação química.
 A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. Por quê ? Quando
menor o raio atômico, é sina que está havendo uma maior forção do núcleo com os
seus elétrons mais afastado, tornando assim mais difícil de retira-los da sua última
camada.
 Na tabela periódica os gases nobres não são considerados, pois eles já se
encontram estabilizados.
5
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
 A eletronegatividade cresce de baixo para cima nas famílias e da esquerda para
direita nos períodos.
Macete para os elementos mais eletronegativos da tabela periódica;
Fui Ontem No Clube Briguei I Sai Correndo Para Hospital
F / O / N / Cl / Br / I /S / C / P /H
ELETROPOSITIVIDADE
O pensamento aplicado para eletropositividade é o mesmo para
eletronegatividade, no entanto com efeitos contrários. Eletropositividade é a
tendência de perder elétrons, apresentada por um átomo.
Considerações;
 A eletropositividade cresce no sentido oposto da eletronegatividade: de cima para
baixo nas famílias e da direita para a esquerda nos períodos.
 A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta, ou seja, é
proporcional ao raio atômico.
 Uma alta eletropositividade é característica dos metais.
.
6
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
VOLUME ATÔMICO:
O volume atômico é uma propriedade periódica porque varia periodicamente
com o aumento do número atômico. Ao contrário do que se possa pensar, o volume
atômico não diz respeito ao volume ocupado por um átomo, mas sim por um conjunto
de átomos. Podemos definir o volume atômico da seguinte forma:
Volume atômico é o volume ocupado por
1 mol (6,02.1023 átomos) do elemento no
estado sólido.
DENSIDADE ABSOLUTA:
Densidade ou Massa Específica é a relação entre a massa (m) de uma
substância e o volume (V) ocupado por essa massa.
Macete para os elementos com maior
densidade: Os Irmãos Pt
REATIVIDADE QUÍMICA:
A reatividade mede a facilidade com que o elemento tem em reagir. Um
elemento pode ser considerado muito reativo quando ele perde ou ganha elétron com
facilidade. Ou seja, os elementos mais reativos da tabela periódicos são aqueles que
possuem uma alta eletronegatividade e eletropositividade Flúor e Frâncio
respectivamente.
7
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

FELTRE, Ricardo - Fundamentos da Química (4ª edição), São Paulo - 2005 (Ed.
Moderna).

ATKINS, P ; JONES L.Princípios de química:questionando a vida moderna e o meio
ambiente.1ed.Porto Alegre:Bookman,2001

RUSSEL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo:Makron Books, 1994.

BROWN, Theodore L.et al.Química: a ciência central. 9. ed.São Paulo:Pearson
Prentice Hali,2007.
SITES UTILIZADOS COMO FONTE:

http://www.soq.com.br/


http://www.mundoeducacao.com/
http://www.brasilescola.com/quimica
8