TABELA PERIÓDICA
1- Introdução
No nosso dia-a-dia o ato de classificar as coisas é algo corriqueiro. Em um faqueiro colocamos em um mesmo
espaço as facas, em outro os garfos, etc. Agrupar coisas semelhantes facilita a localização, a identificação, enfim,
facilita em vários aspectos.
Os elementos químicos sempre foram agrupados de modo a termos elementos semelhantes juntos, tendo desta
maneira o desenvolvimento de várias tabelas até os nossos dias atuais.
2- Classificação Periódica Atual
Os elementos químicos, atualmente, estão dispostos em ordem crescente de seus números atômicos e,
aqueles que estão localizados em uma mesma linha vertical possuem propriedades semelhantes.
3- Períodos
Na tabela atual os elementos químicos ocupam sete linhas horizontais que são denominados de períodos. Estes
períodos são numerados ou ordenados de cima para baixo para melhor identificá-los.
Podemos associar o período de um elemento químico com a sua configuração eletrônica. O número de ordem do
período de um elemento é igual ao número de níveis eletrônicos que ele elemento possui.
Exemplos:
O elemento flúor tem 9 elétrons.
A sua distribuição eletrônica é:
1s² 2s² 2p5 ou K = 2
L = 7
Possui deste modo apenas os níveis 1 e 2 ou K e L com elétrons (2 níveis de energia) então este elementos
localiza-se no segundo período da classificação periódica.
4- Famílias (Grupos ou Colunas)
Constituem as 18 linhas verticais da classificação periódica. Estas linhas são numeradas de 1 a 8 e subdivididas
em A e B (a IUPAC recomenda que esta numeração seja de 1 a 18).
Os elementos que estão no subgrupo A são denominados de representativos e os do subgrupo B de transição.
Representativos:
IPC. Os elementos representativos possuem o último elétron em um subnível “s” ou “p”.
Para os elementos representativos a sua família é identificada pelo total de elétrons na camada de valência (última
camada).
Exemplos:
O cloro tem 17 elétrons.
1s² 2s² 2p6 3s² 3p5 ou K = 2 L = 8 M = 7
O último elétron se encontra no subnível “p”, portanto, ele é representativo.
Observamos que ele possui 7 elétrons na última camada, então, se encontra na família 17 ou 7A da classificação
periódica.
Ex2:
Al (Z = 13)
6
1
1s² 2s² 2p 3s² 3p ou K = 2 L = 8 M = 3
Observamos que ele possui 3 elétrons na última camada( camada de Valência), então, se encontra na família 13
ou 3A da classificação periódica.
1
Elementos de transição:
Os elementos de transição ou transição externa possuem o último elétron em um subnível “d”.
Exemplo: Sc (Z = 21)
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d1
O último elétron se encontra no subnível “d”, portanto, ele é de transição.
Elementos de transição interna:
Os elementos de transição ou transição externa possuem o último elétron em um subnível “f”.
Exemplo: Nd (Z = 60)
Exemplo:
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4
O último elétron se encontra no subnível “f”, portanto, ele é de transição interna.
Nomes Especiais para as Famílias
Famílias identificadas por nomes especiais.
1 ou 1A: Família dos metais alcalinos. (ns1)
Li, Na, K, Rb, Cs e Fr.
2 ou 2A: Família dos metais alcalinos terrosos. (ns2)
Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra.
13 ou 3A: Família do Boro. (ns2 np1)
B, Al, Ga, In, Tl.
14 ou 4A: Família do Carbono. (ns2 np2)
C, Si, Ge, Sn e Pb.
15 ou 5A: Família do Nitrogênio. (ns2 np3)
N, P, As, Sb e Bi.
16 ou 6A: Família dos Calcogênios. (ns2 np4)
O, S, Se, Te e Po.
17 ou 7A: Família dos Halogênios. (ns2 np5)
F, Cl, Br, I e At.
18 ou O ou 18 : Família dos Gases nobres. (ns2 np6)
He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn.
5- Metais, Ametais e Gases Nobres
Podemos classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades físicas em metais, semimetais,
ametais e gases nobres.
A IUPAC recomenda que esta classificação seja, apenas, metais, ametais e gases nobres.
Vamos mostrar a classificação tradicional mostrando paralelamente a sugerida pela IUPAC.
2
METAIS
Constitui a maior parte dos elementos químicos. Suas principais características são:




Sólidos nas condições ambientes, exceto o mercúrio, que é líquido.
São bons condutores de eletricidade e calor.
São dúcteis e maleáveis.
Possuem brilho característico.
AMETAIS ou NÃO METAIS
Suas características são opostas à dos metais.




Podem ser sólidos (C, P, S, Se I e At), líquido (Br) ou gasosos (N, O, F e Cl).
São maus condutores de eletricidade e calor.
Não possuem brilho característico.
Não são dúcteis nem maleáveis.
GASES NOBRES
São todos gases nas condições ambientes e possuem grande estabilidade química, isto é, pouca capacidade de
combinarem com outros elementos. Constituem os gases nobres os elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn.
O elemento químico hidrogênio não é classificado em nenhum destes grupos, ele possui características
próprias. Nas condições ambientes é um gás, sendo bastante inflamável.
Em geral os elementos químicos com números atômicos menores ou iguais a 92 são naturais e, acima deste valor
são artificiais.
Configuração eletrônica ao longo da tabela
1
1A
2
13
1s1 2A
2s1 2s2
14
15
16
18
17 0 ou 8A
3A 4A 5A 6A 7A 1s2
12
2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
3s1 3s2 3B 4B 5B 6B 7B 8B 8B 8B 1B 2B
3p1 3p2 3p3 3p4 3p5 3p6
3
4
5
6
7
8
9
10
11
4s1 4s2 3d1 3d2 3d3 3d4 3d5 3d6 3d7 3d8 3d9 3d10 4p1 4p2 4p3 4p4 4p5 4p6
5s1 5s2 4d1 4d2 4d3 4d4 4d5 4d6 4d7 4d8 4d9 4d10 5p1 5p2 5p3 5p4 5p5 5p6
6s1 6s2
*
5d2 5d3 5d4 5d5 5d6 5d7 5d8 5d9 5d10 6p1 6p2 6p3 6p4 6p5 6p6
7s1 7s2 * * 6d2 6d3 6d4 6d5 6d6 6d7 6d8 6d9
4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9
4f10 4f11 4f12 4f13 4f14 5d1
* * Actinídeos 5f1 5f2 5f3 5f4 5f5 5f6 5f7 5f8 5f9
5f10 5f11 5f12 5f13 5f14 6d1
* Lantanídeos
Ametais
metais
Gases nobres
Obs. Alguns elementos não seguem rigorosamente a distribuição eletrônica, e não foram
aqui especificados.
3
Propriedades Periódicas
Muitas características dos elementos químicos se repetem periodicamente, estas propriedades são denominadas
de propriedades periódicas.
Antes de iniciarmos os estudos das propriedades periódicas é necessário o conhecimento sobre a regra do octeto,
haja vista que esta regra explica o porquê de algumas destas propriedades.
regra do octeto:
Átomos e íons com 8 elétrons em sua ultima camada de energia, tendem a estabilidade.
O hidrogênio, o Hélio e o Lítio são exemplos de exceção à regra. Eles se estabilizam com
2 elétrons na ultima camada.
Vejamos alguns destas propriedades.
RAIO ATÔMICO
Não podemos medir diretamente o raio de um átomo e, esta medida é feita por meio de raios X, medindo-se a
distância entre dois núcleos de átomos iguais vizinhos e tomando-se a sua metade.
As medidas feitas experimentalmente nos levam a concluir as seguintes variações:
Nas famílias o raio aumenta de cima para baixo devido ao aumento de camadas eletrônicas e nos períodos da
direita para a esquerda, isto porque a quantidade de prótons no núcleo aumenta e atrai mais fortemente os
elétrons da eletrosfera.
Quando um átomo origina um íon verificamos que o ânion é maior que o átomo neutro correspondente e o cátion é
menor que o átomo neutro correspondente.
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO ou ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI)
Para retirar um elétron de um átomo neutro isolado no estado gasoso necessitamos de uma energia mínima. Esta
energia é denominada de energia de ionização.
Experimentalmente verifica-se que ao longo da tabela periódica esta energia aumenta de baixo para cima, nas
famílias, e da esquerda para a direita nos períodos.
A remoção do primeiro elétron, que é mais afastado do núcleo, requer uma quantidade de energia denominada
de primeira energia de ionização (1ª E.I.), a energia para a remoção do segundo elétron requer uma energia
maior que à primeira, e é denominada de segunda energia de ionização (2ª E.I.) e assim sucessivamente.
4
AFINIDADE ELETRÔNICA ou ELETROAFINIDADE
É a energia liberada pelo átomo, isolado no estado gasoso, quando recebe um elétron originando um ânion.
Podemos observar que:
Nas famílias aumenta de baixo para cima. Nos períodos aumenta da esquerda para a direita.
Não definimos afinidade eletrônica para os gases nobres. (pois possuem 8 elétrons na ultima camada não
recebem elétrons)
ELETRONEGATIVIDADE
É a tendência que os átomos apresentam de atrair elétrons.
Nas famílias esta tendência aumenta de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
Não definimos eletronegatividade para os gases nobres. (pois possuem 8 elétrons na ultima camada não
atraem elétrons)
ELETROPOSITIVIDADE
É a tendência que os átomos possuem em cederem elétrons.
Sua variação é oposta à eletronegatividade e não é definida para os gases nobres.
Nas famílias aumenta de cima para baixo e nos períodos da direita para a esquerda.
DENSIDADE
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO
É a relação entre a massa e o volume de um elemento
químico.
Nas famílias aumenta de cima para baixo e nos períodos das
extremidades para o centro.
5
LIGAÇÕES QUÍMICAS
1- INTRODUÇÃO
Existe uma grande quantidade de substâncias na natureza e, isto se deve à capacidade de átomos iguais ou
diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito pequeno de átomos aparece na forma de átomos isolados,
como os gases nobres.
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma ligação química.
Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química.
As ligações químicas dependem da força de atração eletrostática existente entre cargas de sinais opostas a
da tendência que os elétrons apresentam de formar pares.
Deste modo para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou,
então, compartilhem seus elétrons de sua última camada.
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto
é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em uma outra camada.
Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como teoria do octeto.
Um átomo que satisfaz esta teoria é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A
(representativos) da tabela periódica.
Existem muitas exceções a esta regra, porém ela continua sendo usada por se tratar de uma introdução a
ligação química.
O número de elétrons que um átomo deve perder, ganhar ou associar para se tornar estável recebe o nome
de valência ou poder de combinação do átomo.
2-
Ligação Iônica ou Eletrovalente
Esta ligação ocorre devido à atração eletrostática entre íons de cargas opostas.
Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, um é metal e
o outro ametal.
Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A e os átomos
que recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A.
O exemplo mais tradicional da ligação iônica é a interação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17) para a
formação do cloreto de sódio (NaCl).
O sódio tem configuração eletrônica:
Na (Z=11) 1s² 2s² 2p6 3s1
A tendência normal dele é perder 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à do neônio e, se
tornando um cátion monovalente.
O cloro tem configuração eletrônica:
Cl (Z=17) 1s² 2s² 2p6 3s² 3p5
A tendência normal dele é ganhar 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à do argônio e,
se tornando um ânion monovalente.
E a formação do NaCl
Vejamos a ligação entre o magnésio e o cloro.
6
Mg (Z = 12) 1s² 2s² 2p 3s²
Possui uma tendência normal a perder os 2 elétrons do nível 3 (camada M) formando um cátion de carga
2+ .
5
Cl (Z = 17) 1s² 2s² 2p 3s² 3p
Possui uma tendência normal a ganhar 1 elétron para completar o octeto do 3º nível, formando um ânion de
carga 1– .
Como cada átomo de magnésio deve perder 2 elétrons e o átomo de cloro ganha apenas 1 elétron, será
necessário para cada magnésio dois átomos de cloro.
Íon-fórmula final MgCl2
6
UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral.
A valência do cátion será a atomicidade do ânion e vice-versa.
número, deveremos fazer a simplificação.
Exemplo:
Se os valores forem múltiplos de um mesmo
Alumínio (Z = 13) e oxigênio (Z = 8)
O alumínio forma o cátion Al 3+ e o oxigênio forma o ânion O
alumínio é 2 e a atomicidade do oxigênio 3.
A fórmula final é Al2O3
2–
. Em função da regra prática a atomicidade do
A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons fortemente presos no retículo. Por isso, os
compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm pontos de fusão e ebulição elevados.
Os compostos iônicos, quando em solução aquosa ou fundidos conduzem a corrente elétrica.
1. Faça a distribuição eletrônica por subnível, agrupe
as camadas, indique o período, a numeração e o
nome das famílias dos seguintes elementos.
A)
B)
24
12
80
Mg
Br
3. O elemento Z = 117 seria um:
a) elemento do grupo do oxigênio
b) metal representativo
c) metal de transição
d) gás nobre
e) halogênio
35
C)
D)
131
54
223
Xe
Fr
87
128
E)
Te
) 2 52
b) 18
c) 32
d) 36
e) 60
a) 2
b) 18
c) 32
d) 36
e) 60
2. Qual das séries abaixo é composta,
respectivamente, de halogênio, metal alcalino, metal
alcalino terroso e gás nobre?
a) As, Fr, Ra e Rn
b) F, Li, Fe e Xe
c) Cl, Rb, Al e He
d) I, Cs, Ca e Rn
e) Br, Na, Ba e Co
4. (PUC) Responda a questão seguinte com base na
análise das afirmativas abaixo:
IEm um mesmo período, os elementos
apresentam o mesmo número de níveis.
II - Os elementos do subgrupo 2A apresentam, na
2
última camada, a configuração geral ns .
III - Quando o subnível mais energético é do tipo s ou
p, o elemento é de transição.
IV - Em um mesmo grupo, os elementos apresentam
o mesmo número de camadas.
Conclui-se que, com relação à estrutura da
classificação periódica dos elementos, estão corretas
as afirmativas:
7
5. Numa nave espacial alienígena foi encontrada a
seguinte mensagem:
Em nosso planeta, um químico rapidamente
reconheceu a mensagem como uma parte da tabela
periódica que mostrava os elementos importantes
para qualquer forma de vida do planeta de origem
dessa nave.
a) Qual o elemento de maior número atômico?
b) Quais são os elementos que pertencem à família
dos alcalinos-terrosos?
c) Quais são os calcogênios?
d) Faça a distribuição eletrônica da camada de
valência dos elementos
6. (FEI-SP) As configurações eletrônicas dos átomos
neutros dos elementos X e Y, no estado
fundamental, são:
● X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
● Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
Identifique a afirmação incorreta;
a) Ambos pertencem ao 5º período da tabela
periódica.
b) X é metal de transição interna.
c) Y é metal de transição.
d) Possuem, respectivamente, números atômicos 38
e 40
e) X pertence à família IIA e Y, à família IVB da
tabela periódica.
7. (PUC-PR) O subnível mais energético do átomo
de um elemento no estado fundamental é 5p4.
Portanto, o seu número atômico e a sua posição na
tabela periódica serão:
a) 40, VA, 4º período.
b) 34, IVA, 4º período.
c) 52, VIA, 5º período.
d) 56, VIA, 5º período.
e) 55, VA, 5º período.
8. (PUC-RS) O rubídio é utilizado nas células
fotoelétricas e o silício na fabricação de artefatos
microeletrônicos. Comparando esses elementos, é
correto afirmar que:
a) O silício possui maior raio atômico.
b) O silício apresenta maior afinidade eletrônica.
c) O rubídio possui maior energia de ionização.
d) O silício é menos eletronegativo.
e) O rubídio apresenta menor tendência a perder
elétrons.
9. (UFPE) A eletronegatividade e o raio atômico dos
elementos são duas propriedades periódicas e,
portanto, importantes para prevenção das
características químicas dos compostos. Os primeiros
cinco elementos do grupo 2 (metais alcalinos-terrosos)
são: Be, Mg, Ca, Sr e Ba, em ordem crescente do
número atômico. Com o aumento do número atômico
ao longo do grupo, podemos afirmar que:
a) A eletronegatividade e o raio atômico crescem.
b) A eletronegatividade cresce e o raio atômico
decresce.
c) A eletronegatividade e o raio atômico decrescem.
d) A eletronegatividade decresce e o raio atômico
cresce.
e) A eletronegatividade se mantém, enquanto o raio
atômico cresce.
10. (PUC-RJ) Considere as afirmações sobre
elementos do grupo IA da tabela periódica:
I – São chamados metais alcalinos.
II – Seus raios atômicos crescem com o número
atômico.
III – Seu potencial de ionização aumenta com o número
atômico.
IV – Se caráter metálico aumenta com o número
atômico.
Dentre as afirmações, são VERDADEIRAS:
a) I e II.
d) II, III e IV.
b) III e IV.
c) I, II e IV.
e) I, II, III e IV.
11. Dadas as distribuições eletrônicas
1. 1s2 2s2 2p6 3s2
2. 1s2 2s2 2p6 3s1
3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
2
2
4
4. 1s 2s 2p
2
2
5. 1s 2s 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Responda:
a) Qual apresenta maior raio atômico?
b) Qual apresenta maior potencial de ionização?
c) Qual apresenta maior eletronegatividade?
d) Qual(is) distribuição(ões) representa(am) metal(is)?
e) Quais estão no mesmo período na tabela
periódica?
8
f) Quais pertencem à mesma família na tabela
periódica?
15. Quais as fórmulas dos compostos iônicos
formados pelos pares?
a) K( família 1) e I ( família 17) =
g) Determine o nome das famílias de cada um dos
elementos representados pelas distribuições
eletrônicas?
b) Ca( família 2) e Cl ( família 17) =
c) Li( família 1) e S ( família 16) =
d) Ba( família 2) e O ( família 16) =
e) Al( família 13) e O ( família 16) =
16. Qual a fórmula do composto iônico formado por
um elemento X da família 2A e outro elemento Y da
família7A ?
12. Energia de ionização é a energia mínima
necessária para remover o elétron mais fracamente
ligado de um átomo gasoso em seu estado
fundamental. Indique a opção correspondente ao
átomo que apresenta maior energia de ionização.
2
2
6
2
6
2
10
1
a) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
2
2
6
2
6
2
10
2
b) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
2
2
6
2
6
1
c) 1s 2s 2p 3s 3p 4s
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
13. (Acafe-SC) Em relação à eletronegatividade, a
alternativa verdadeira é:
a) Os metais, em geral, são os elementos mais
eletronegativos.
b) Os elementos que apresentam os maiores
valores de eletronegatividade são os metais
alcalinos.
c) Os elementos mais eletronegativos estão na
parte superior direita da tabela periódica.
d) Os gases nobres são estáveis devido à sua alta
eletronegatividade.
e) Os elementos de transição são os elementos com
os mais altos valores de eletronegatividade.
14. (UFJF-MG) Na mesma família da tabela
periódica dos elementos químicos, em geral:
a) a eletronegatividade cresce de cima para baixo;
b) a energia de ionização diminui de cima para
baixo;
c) o tamanho (raio atômico) dos átomos diminui de
cima para baixo;
d) a afinidade eletrônica cresce de cima para baixo.
17. Da combinação entre potássio e enxofre resulta
uma substância iônica. Determine a fórmula deste
composto.
18. (Vunesp-SP) Tem-se dois elementos químicosA e
B, com números atômicos iguais a 20 e 35,
respectivamente.
a) Escreva as configurações eletrônicas dos dois
elementos. Com base nas configurações, diga a que
grupo da tabela periódica pertence cada um dos
elementos em questão.
b) Qual será a fórmula do composto formado entre os
elementos A e B? Que tipo de ligação existirá entre A
e B no composto formado? Justifique.
19. Dentre os compostos SCl2, SrCl2, Na2O e N2O é
(são) iônico(s) somente:
a) Na2O.
b) SrCl2.
c) SCl2 e N2O.
d) Na2O e SCl2.
e) Na2O e SrCl2.
9
10