tsrt

1. Classificação Periódica
1) HISTÓRICO
Os cientistas, em 1800, tinham uma quantidade significativa de informações
relativas às propriedades físicas e químicas dos elementos.
Essas informações necessitavam ser correlacionados de alguma forma, para que
seu significado global pudesse ser compreendido.
Então, como organizar os elementos diferentes de forma que possamos fazer
previsões sobre elementos não descobertos?
Ordenando os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades
químicas e físicas.
O alemão Lothar Meyer (1830-1895) e o Russo Dmitri Mendeleev (1834-1907),
trabalhando independentemente, e baseando-se somente sobre observações
experimentais de propriedades químicas e físicas (dados empíricos), descobriram
a lei periódica e publicaram a tabela periódica dos elementos em 1869.
Periodicidade significa ocorrer regularmente ou intermitentemente.
Por exemplo: Ocorrência da maré alta no oceano, duas vezes ao dia ou as fases
da Lua que se repetem a cada 28 dias.

2. Observação: Nessa época não se tinha conhecimento da estrutura eletrônica dos
elementos.
Meyer publicou primeiro em 1864 e em 1869 expandiu sua tabela para mais de 50
elementos.
Ele demonstrou a variação de propriedades periódicas, como o volume molar, o
ponto de ebulição e a dureza, como uma função da massa atômica.
Também em 1869 Mendeleev publicou os resultados de seu trabalho, incluindo
sua própria versão de tabela periódica.
Prosseguindo seus estudos, Mendeleev em 1871 publicou a versão da Tabela
Periódica (TABELA 1).
Arrumando os elementos na ordem do aumento dos pesos atômicos, os elementos
com propriedades semelhantes ocorriam em intervalos periódicos.
Mendeleev dividiu esta lista de elementos em séries de linhas e empilhou-as, com
os elementos de propriedades semelhantes arrumados em colunas verticais
chamados grupos (TABELA 1).
Tabela 1 – Tabela periódica de Mendeleev com “pesos atômicos” (1871).
Grupo I Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V Grupo
VI
Grupo
VII
Grupo
VIII
1 H
1
2 Li
7
Be
9,4
B
11
C
12
N
14
O
16
F
19
3 Na
23
Mg
24
Al
27,3
Si
28
P
31
S
32
Cl
35,5
4 K
39
Ca
40
----
44
Ti
48
V
51
Cr
52
Mn
55
Fe
56
Co
59
Ni
59
5 Cu
63
Zn
65
----
68
----
72
As
75
Se
78
Br
80
6 Rb
85
Sr
87
Yt
88
Zr
90
Nb
94
Mo
96
----
100
Ru
104
Rh
104
Pd
106
7 Ag
108
Cd
112
In
113
Sn
118
Sb
122
Te
125
I
127
8 Cs
133
Ba
137
Di
138?
Ce
140?
9
10 Er
178
La
180
Ta
182
W
184
Os
195
Ir
197
Pt
198
11 Au
199
Hg
200
Tl
204
Pb
207
Bi
208
12 Th
231
U
240
Com esta tabela ele previu a
existência de elementos ainda
não conhecidos na época e que
ocupariam os espaços vazios
da mesma.
Uma vantagem da tabela de
Mendeleev é que, por ela, foi
possível predizer as
propriedades dos elementos
que faltavam, pois os elementos
agrupados em uma mesma
coluna tinham que ter
propriedades similares.

3. Assim, em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As
seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si.
Ele previu um número de propriedades para este elemento, chamando-o de “eca-
silício”.
• Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à
previsão de Mendeleev para o “eca-silício” (TABELA 2).
Tabela 2 – Predições de Mendeleev para o eca-silício (germânio).
Propriedade Eca-silício (E) Germânio
massa molar / g mol-1
72 72,59
densidade / g cm-3
5,5 5,32
ponto de fusão / o
C alto 937
aparência cinza escuro cinza esbranquiçado
óxido EO2; sólido branco; anfotérico;
densidade 4,7 g cm-3
GeO2; sólido branco; anfotérico;
densidade 4,23 g cm-3
cloreto ECl4; ferve abaixo de 100 o
C;
densidade 1,9 g cm-3
GeCl4; ferve a 84 o
C; densidade
1,84 g cm-3
As vezes, havia a necessidade de inverter a ordem com base nos pesos atômicos
dos elementos na tabela. Assim, verificou-se que o peso atômico do argônio (39,9
u) era maior que o do potássio (39,1); todavia com base nas propriedades físicas e
químicas, o potássio pertencia, claramente ao Grupo 1, enquanto o argônio tinha
que ser incluído com os demais gases nobres.
Demonstrou-se assim o valor da tabela periódica na organização do conhecimento
químico.
Lembrando, em suas tabelas periódicas, Meyer e Mendeleev listaram os
elementos em ordem crescente de massa atômica, pois os números atômicos não
eram conhecidos nesta época.
Atualmente, similaridades nas propriedades dos elementos são resultado de
similaridades nas configurações eletrônicas das camadas de valência.

4. 2) A LEI PERIÓDICA
A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados,
seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma
repetição periódica em suas propriedades físicas e químicas.
A FIGURA 1 mostra a posição de cada elemento.
Os gases nobres é um conjunto de elementos que atrai muito a atenção
(quadrados). Recebem esta denominação porque todos são gases a temperaturas
e pressões ordinárias ou comuns, são pouco ativos quimicamente, ou nobres.
Os gases nobres são:
Hélio (He, Z = 2)
Neônio (Ne, Z = 10)
Argônio (Ar, Z = 18)
Criptônio (Kr, Z = 36)
Xenônio (Xe, Z = 54)
Radônio (Ra, Z = 86)
Figura 1 – A lei periódica.

5. Ao olharmos para um elemento imediatamente posterior a um gás nobre,
encontramos um metal altamente ativo que reage vigorosamente com uma grande
variedade de substâncias, inclusive com a água.
Esta família de elementos é chamada de metais alcalinos (triângulo).
Os metais alcalinos são:
Lítio (Li, Z = 3)
Sódio (Na, Z = 11)
Potássio (K, Z = 19)
Rubídio (Rb, Z = 37)
Césio (Cs, Z = 55)
Frâncio (Fr, Z = 87)
Os elementos imediatamente anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio,
são todos altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não-metais, e são
chamados halogênios (círculos).
Os halogênios são:
Flúor (F, Z = 9)
Cloro (Cl, Z = 17)
Bromo (Br, Z = 35)
Iodo (I, Z = 53)
Astato (At, Z = 85)
Considerando estas três famílias de elementos, encontramos a seqüência
halogênio - gás nobre - metal alcalino que se repete periodicamente.
Obs: Embora algumas das propriedades do hidrogênio sejam semelhantes às dos
halogênios, o hidrogênio não é classificado como um halogênio. As propriedades
do hidrogênio ocupam uma classe particular.

6. 3) AS CONFIGURAÇÕES PERIÓDICAS E A TABELA PERIÓDICA MODERNA
A repetição verificada na lei periódica é a base da estrutura da tabela periódica
moderna, na qual as famílias de elementos com propriedades químicas
semelhantes são distribuídas em colunas verticais chamadas grupos.
A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de
número atômico.
As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas de grupos (FIGURA 2).
Estes grupos identificam as principais famílias dos elementos.
Os grupos 1,2 e 13 até 18 são chamados de grupos principais ou representativos
da tabela.
As linhas horizontais são chamadas de períodos e são numeradas de cima para
baixo.
As quatro regiões coloridas da Figura 2 são chamadas de blocos, e por razões
relacionadas com a estrutura atômica, são chamados de s, p, d e f.
Figura 2 – Os nomes dos blocos na Tabela Periódica estão baseados na última subcamada
ocupada no átomo de um elemento de acordo com o princípio de construção.

7. Os membros do bloco d, com exceção dos elementos do grupo 12 (o grupo do
zinco, Zn, Cd, Hg) são chamados de metais de transição.
Estes elementos são transicionais no caráter entre os metais, que reagem
vigorosamente, do bloco s e os metais menos reativos no lado esquerdo do bloco
p.
Os membros do bloco f, mostrado abaixo da tabela para economizar espaço, são
os metais de transição internos.
Do lantânio (La, elemento 57) ao lutécio (Lu, elemento 71) no período 6 temos os
lantanídeos.
Do actínio (Ac, elemento 89) ao laurêncio (Lr, elemento 103) no período 7 temos
os actinídeos.
Os elementos do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) são chamados de metais
alcalinos. Todos são metais macios e prateados que fundem em temperaturas
baixas. Produzem H2 quanto postos em contato com H2O – lítio moderado, mas
cresce em violência quando descemos no grupo.
Os elementos do grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) são chamados de metais
alcalino terrosos. Os metais do Grupo 2 têm muitas propriedades comuns com os
metais do Grupo 1, mas suas reações são menos vigorosas.
No Grupo 18 (lado extremo da tabela), os elementos são conhecidos como gases
nobres. Eles são chamados assim porque combinam com pouco elementos – eles
são quimicamente neutros. São incolores e inodoros.
Próximo aos gases nobres estão os halogênios do Grupo 17.
Muitas das propriedades dos halogênios mostram variações regulares do flúor ao
iodo.
No topo da tabela periódica, sozinho, está o hidrogênio. Algumas tabelas colocam
o hidrogênio no Grupo 1, outros no Grupo 17 e outros em ambos os grupos. No
entanto ele é um elemento muito especial.
Os elementos são classificados como metais, não-metais e semimetais.

8. Metal: conduz eletricidade, tem brilho, é maleável e flexível.
Não-metal: não conduz eletricidade e não é maleável e flexível.
Semimetal: tem a aparência e algumas propriedades de um metal mas comporta-
se quimicamente como um não-metal.
A distinção entre metais-semimetais e semimetais-não-metais não são muito
precisas.
Os 7 elementos que são considerados normalmente como semimetais são:
B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po
A tabela Periódica é uma ferramenta útil para o desenvolvimento do conhecimento
químico.
Investigando a tabela, podemos saber se um elemento é um metal de transição
como o ósmio, assim como os outros elementos do bloco d; também que é radônio
é um gás radioativo perigoso, etc.
A organização da Tabela Periódica pode ser explicada agora que conhecemos as
configurações eletrônicas.
A tabela é dividida em blocos s, p, d e f, denominados pela última subcamada
ocupada de acordo com o princípio da construção.
Dois elementos são exceções. O hélio esta no bloco s, mas é mostrado no bloco
p, pois é um gás cujas propriedades combinam com os gases nobres do Grupo 18,
ao invés das dos metais reativos do grupo 2. Assim como os outros do Grupo 18,
ele tem a camada de valência completa.
Outro, o hidrogênio ocupa uma posição única na Tabela Periódica. Ele tem um
elétron s, então pertence ao Grupo 1. Mas também tem um elétron a menos que a
configuração dos gases nobres, assim pode agir como um membro do Grupo 17.
Os blocos s e p formam os grupos principais da Tabela Periódica. As
configurações eletrônicas similares para os elementos em um grupo principal são a
razão para as propriedades similares destes elementos.

9. O número do grupo nos diz quantos elétrons estão presentes na camada de
valência.
No Bloco s, o número do grupo (1 ou 2) é o mesmo que o número de elétrons de
valência.
No Bloco p temos que subtrair 10 (para os 10 elétrons d) do número do grupo para
encontrar o número de elétrons de valência. Ex: flúor, no Grupo 17, tem 7 elétrons
de valência.
Cada novo período corresponde à ocupação de uma camada com o mais alto
número quântico principal. Esta configuração explica as diferenças de comprimento
dos períodos.
O Período 1 consiste somente de dois elementos, H e He, com um orbital 1s
sozinho na camada de n = 1, que fica preenchida com dois elétrons.
O Período 2 consiste de oito elementos (Li, Be, B, C, N, O, F e Ne), nos quais um
orbital 2s e três orbitais 2p vão sendo preenchidos com oito elétrons.
No Período 3 (do Na ao Ar), os orbitais 3s e 3p estão sendo ocupados por oito
elétrons.
No Período 4, não somente os oito elétrons dos orbitais 4s e 4p estarão sendo
adicionados, mas também os 10 elétrons dos orbitais 3d. Então, há 18 elementos
no Período 4. O mesmo ocorre no Período 5.
No Período 6, um total de 32 elétrons são adicionados porque 14 elétrons são
adicionados ao sete orbitais 4f.
Os elementos do Bloco f têm propriedades muito similares, porque sua
configuração eletrônica difere somente na população dos orbitais f internos, e estes
elétrons não participam muito na formação de ligação.

10. 4) CARGA NUCLEAR EFETIVA E REGRA DE SLATER
Para entender as propriedades dos átomos, devemos estar familiarizados não
apenas com as configurações eletrônicas, mas também com a intensidade da força
de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos.
A lei de Coulomb de atração indica que a força da atração entre as duas cargas
elétricas depende da magnitude das cargas e da distância entre elas.
Portanto, a força de atração entre um elétron e o núcleo depende da magnitude da
carga nuclear líquida agindo no elétron e da distância média entre o núcleo e o
elétron.
A força de atração aumenta na mesma proporção que a carga nuclear, e diminui à
medida que o elétron se afasta do núcleo.
Em um átomo polieletrônico, cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo e
repelido pelos outros elétrons.
Em geral, existem tantas repulsões elétron-elétron que não podemos analisar
exatamente a situação.
Entretanto, podemos estimar a energia de cada elétron considerando como ele
interage com o ambiente médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no átomo.
Essa abordagem permite-nos tratar cada elétron individualmente como se ele
estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade
eletrônica vizinha dos outros elétrons.
Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada no
núcleo, chamada carga nuclear efetiva.
A carga nuclear efetiva, Zef, agindo em um elétron é igual ao número de prótons no
núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S (S é a constante de blindagem),
que está entre o núcleo e o elétron em questão:
Zef = Z – S
Como S representa uma média, não é necessário que ele seja um número inteiro.
Muitas das propriedades dos átomos são determinadas pela carga nuclear efetiva
sofrida por seus elétrons mais externos, ou de valência.
Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais externo diminui a
carga nuclear efetiva agindo em um elétron mais externo.
Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos elétrons mais internos blinda ou
protege os elétrons mais externos da carga total do núcleo.

11. Uma vez que os elétrons mais internos estão localizados basicamente entre o
núcleo e os elétrons mais externos, eles são mais eficientes em blindar os elétrons
mais externos.
Por outro lado, os elétrons de mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros da
carga do núcleo.
Como resultado, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos é
determinada basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos
elétrons internos.
Podemos estimar aproximadamente a carga nuclear efetiva usando a carga
nuclear e o número de elétrons internos.
Por exemplo, o magnésio (número atômico 12) tem configuração eletrônica [Ne]
3s2.
A carga nuclear do átomo é 12+, e a camada mais interna de Ne consiste em dez
elétrons.
Grosso modo, esperaríamos que cada elétron mais externo sofresse uma carga
nuclear efetiva de aproximadamente 12-10 = 2+, como mostrado de modo
simplificado na FIGURA 3.a.
Figura 3 – (a) A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência do magnésio depende
principalmente da carga 12+ do núcleo e da carga 10- do cerne do neônio. Se o cerne de
neônio fosse totalmente eficiente em blindar do núcleo os elétrons de valência, cada elétron de
valência sofreria uma carga nuclear efetiva de 2+. (b) Os elétrons 3s têm alguma probabilidade
de estar dentro do cerne de Ne. Como conseqüência dessa “penetração”, os elétrons mais
internos não são totalmente eficientes em blindar os elétrons 3s do núcleo. Assim, a carga
nuclear efetiva sofrida pelos elétrons 3s é maior que 2+.

12. Entretanto, esse cálculo subestima a carga nuclear efetiva porque os elétrons
mais externos de um átomo têm muitas probabilidades de estar no cerne, como
mostrado na FIGURA 3.b.
De fato, cálculos mais detalhados indicam que a carga nuclear efetiva agindo nos
elétrons mais externos do Mg é na realidade 3,3+.
A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta quando
passamos de elemento para elemento por um período da tabela.
Apesar de o número de elétrons internos permanecer o mesmo à medida que nos
movemos no período, a carga nuclear real aumenta.
Os elétrons de nível mais externo adicionados para contrabalançar o aumento da
carga nuclear blindam uns aos outros com muito pouca eficiência.
Logo, a carga nuclear efetiva aumenta progressivamente.
Por exemplo, os elétrons mais internos 1s2 do lítio (1s22s1) blindam os elétrons
mais externos 2s do núcleo carregado 3+ com eficiência satisfatória.
Conseqüentemente, os elétrons mais externos sofrem carga nuclear efetiva de
aproximadamente 3-2 = 1+.
Para o berílio (1s22s2), a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons 2s mais
externos é maior; nesse caso, os elétrons mais externos blindam apenas
parcialmente o outro.
Dessa forma, a carga nuclear efetiva sofrida por cada elétron 2s é em torno de 4-2
= 2+.
Descendo em uma família, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons dos
níveis mais externos varia muito menos do que varia ao longo do período.
Por exemplo, esperaríamos que a carga nuclear efetiva para os elétrons mais
externos no lítio e no sódio fosse aproximadamente a mesma, em torno de 3-2 =
1+ para o lítio e 11-10 = 1+ para o sódio.
Entretanto, na realidade, a carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida
que descemos na família, porque cernes de elétrons maiores são mais eficientes
em blindar da carga nuclear os elétrons mais externos.
Nem por isso a pequena variação na carga nuclear efetiva ocorrida ao se descer
na família é menos relevante que o aumento ocorrido ao longo do período.

13. REGRA DE SLATER
Slater em 1930 publicou um conjunto de regras para estimar as constantes de
blindagem e, conseqüentemente, a carga nuclear efetiva dos átomos. Ele as
aplicou com sucesso para estimar o tamanho dos átomos e íons, os níveis de
energia e a suscetibilidade magnética.
1) Escreva a configuração eletrônica dos elementos na seguinte ordem e grupos:
(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) etc.
2) Elétrons em qualquer grupo à direita do grupo (ns, np) não contribuem para a
constante de blindagem.
3) Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o elétron de valência de 0,35
cada.
4) Todos os elétrons na camada (n -1) contribuem com 0,85 cada.
5) Todos os elétrons (n - 2) ou em camadas mais baixas blindam completamente,
ou seja, contribuem com 1 para o fator de blindagem. Quando o elétron que está
sendo blindado pertence a um grupo (nd) ou (nf), as regras 2 e 3 são as mesmas,
mas as regras 4 e 5 tornam-se:
6) Todos os elétrons nos grupos à esquerda do grupo (nd) ou (nf) contribuem com
1,0 para o fator de blindagem.
Geralmente, as regras de Slater são muito úteis para correlacionar a carga nuclear
efetiva com propriedades tais como raio atômico e eletronegatividade ao longo das
linhas da Tabela Periódica.
Exemplos:
1) Considere o elétron de valência no átomo 7N = 1s22s22p3; temos:
(1s)2(2s,2p)5. S = (2 x 0,85) + (4 x 0,35) = 3,10. Zef = Z – S = 7,0 – 3,1 = 3,9.
2) Considere e elétron de valência no átomo 30Zn, temos:
(1s)2(2s,2p)8(3s, 3p)8(3d)10(4s)2. S = (10 x 1,0) + (18 x 0,85) + (1 x 0,35) = 25,65.
Zef = Z – S = 30,0 – 25,65 = 4,35.
3) Considere um elétron 3d no Zn, temos:
S = (18 x 1,0) + (9 x 0,35) = 21,15. Zef = 8,85.

14. 5) AS PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Certas propriedades características dos átomos, particularmente seus tamanhos e
as energias associadas com a remoção e adição de elétrons, mostram variações
periódicas com o número atômico.
Estas propriedades atômicas são de importância considerável e esclarecem as
propriedades químicas dos elementos.
a) RAIOS ATÔMICO E IÔNICO
Uma das propriedades atômicas mais úteis de um elemento é o tamanho de seus
átomos e íons.
As nuvens eletrônicas não têm fronteiras muito definidas, então não podemos
verdadeiramente falar de raio de um átomo. O tamanho de um átomo é definido
como o tamanho da superfície-limite que contém 90 % de sua carga eletrônica
total.
O raio metálico (FIGURA 4) de um elemento metálico é definido como a metade da
distância determinada entre os núcleos dos átomos vizinhos mais próximos em um
sólido.
Raio metálico
O raio covalente (FIGURA 4) de um elemento não-metálico é similarmente definido
como a metade da separação de átomos vizinhos do mesmo elemento em um uma
molécula. As ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações simples.
Figura 4 – Raio metálico e covalente. Os valores dos raios são obtidos a partir de medidas
de distâncias interatômicas.

15. Figura 5 – Variação do raio atômico ao longo da tabela periódica. Observe uma contração
dos raios após os lantanídeos no período 6 (a partir do Cs). Os raios metálicos têm sido
usados para os elementos metálicos e os raios covalentes têm sido usados para os
elementos não metálicos.
Daqui para frente vamos nos referir aos raios metálicos e covalente como raio
atômico.
O raio iônico (FIGURA 6) de um elemento está relacionado à distância entre os
núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos.
Figura 6 – Raio iônico.
Os dados da FIGURA 7 mostram que os raios atômicos aumento para baixo em
um grupo, e dentro dos blocos s e p eles decrescem da esquerda para a direita, ao
longo de um período.
Raio iônico

16. Figura 7 – Raios atômicos (em picômetros, 1 pm = 10-12 m) de um grupo principal de
elementos. Os raios decrescem da esquerda para a direita em um período e crescem de cima
para baixo em um grupo.
Quando descemos em um grupo, os elétrons de valência se encontram em orbitais
de número quântico principal cada vez maior e deste modo o raio médio é maior.
Ao longo de um período, os elétrons de valência entram em orbitais da mesma
camada; entretanto, o aumento na carga nuclear efetiva ao longo do período age
nos elétrons e resulta em átomos progressivamente mais compactos.
O raio em um grupo aumenta para baixo e decresce ao longo do período; isto se
correlaciona com as tendências em muitas propriedades químicas.
Para o período 6 (Cs ao Rn), os raios metálicos da terceira linha do bloco d são
muito similares àqueles da segunda linha, e não são significativamente maiores.
Por exemplo: O raio do Mo (Z = 42) e W (Z = 74) são 140 pm e 141 pm.
A redução do raio está abaixo do esperado com base e deve-se a contração
lantanídica.
Os elementos do Período 6 são precedidos pelos elementos da primeira série do
bloco f, os lantanídeos, onde os orbitais 4 f estão sendo ocupados.
Estes orbitais possuem uma pobre propriedade de blindagem.

17. As repulsões entre os elétrons que estão sendo adicionados ao longo do bloco f
diminuem, para compensar o aumento na carga nuclear efetiva, deste modo, Zef
aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período. O efeito dominante de
Zef se sobressai em todos os elétrons, e desta forma resulta num átomo mais
compacto.
De forma semelhante à contração, lantanídica, este efeito pode ser atribuído às
características pobres de blindagem dos elétrons d do elementos que iniciam o
período.
Uma característica geral aparente na FIGURA 8 é que todos os ânions são
maiores do que os átomos que os originaram e todos os cátions são menores.
O aumento do raio de um átomo para a formação do ânion correspondente é o
resultado da maior repulsão elétron-elétron que ocorre no ânion quando
comparado ao átomo neutro.
O menor raio do cátion comparado com o do átomo que o originou é uma
conseqüência não somente da redução na repulsão elétron-elétron, devido à perda
de elétrons, mas também pelo fato de que a formação de cátion resulta na perda
de elétrons de valência. Esta perda torna o centro do átomo muito mais compacto.
Figura 8 – Raios iônicos (em picômetros, 1 pm = 10-12 m) dos íons dos elementos dos grupos
principais. Observe que os cátions são tipicamente menores que os ânions – e, em alguns
casos, muito menores.

18. Figura 9 – Os tamanhos relativos de cátions, ânions e seus átomos geradores para um
seleção de elementos. Observe que os cátions são menores que seus átomos geradores,
enquanto que os ânions são maiores.
b) ENERGIA DE IONIZAÇÃO
A facilidade com que um elétron pode ser removido de um átomo é medida pela
sua energia de ionização, I, a energia mínima para remover um elétron de um
átomo na fase gasosa:
A (g) → A+ (g) + e- (g) I = E(A+, g) – E(A,g)
A primeira energia de ionização, I1, é a energia de ionização do elétron ligado
menos firmemente ao átomo neutro; a segunda energia de ionização, I2, é a
energia de ionização do cátion resultante, e assim por diante.
Cu(g) → Cu+(g) + e-(g) energia requerida = I1 (785 kJ mol-1)
Cu+(g) → Cu2+(g) + e-(g) energia requerida = I2 (1.955 kJ mol-1)
A energia de ionização é expressa em eletronvolts (eV), onde 1 eV é a energia
adquirida por um elétron quando é submetido a uma diferença de potencial de 1 V
(1 eV = 96.485 kJ mol-1),

19. A energia de ionização do átomo de H é 13,6 eV; então, remover um elétron do
átomo de hidrogênio é equivalente a arrastar o elétron em uma diferença de
potencial de 13,6 eV.
De um modo geral, a energia de ionização de um elemento é determinada pela
energia do orbital ocupado mais elevado no estado fundamental do átomo.
As primeiras energias de ionização variam de forma sistemática pela tabela
periódica (FIGURA 10 e 11), sendo menor no inferior esquerdo (próximo ao césio)
e maior próximo ao lado superior direito (próximo ao hélio).
A variação segue o padrão da carga nuclear efetiva, relacionado com o princípio da
construção, e há algumas modulações discretas que surgem do efeito das
repulsões elétron-elétron dentro da mesma camada.
As energias de ionização também se correlacionam fortemente com o raio
atômico; os elementos que possuem pequenos raios atômicos geralmente
possuem altos valores de energia de ionização. É que para um átomo pequeno um
elétron está próximo ao núcleo e experimenta uma forte atração Coulômbica.
Figura 10 – As primeiras energias de ionização para elementos dos grupos principais, em
quilojoules por mol. Em geral, valores baixos são encontrados abaixo à esquerda da tabela e
os valores altos no topo à direita.

20. Figura 11 – Variação das primeiras energias de ionização ao longo da tabela periódica.
Algumas diferenças na energia de ionização podem ser explicadas.
A primeira energia de ionização do boro é menor do que a do berílio, apesar de o
primeiro possuir carga nuclear maior.
Esta anomalia é explicada observando-se que no boro o elétron mais externo
ocupa o orbital 2p e está menos fortemente ligado no orbital 2s. Assim, o valor de I1
apresenta um menor valor.
O decréscimo entre nitrogênio e oxigênio tem uma explicação diferente. A
configuração dos dois átomos é
N:[He] 2s2 2px
1 2py
1 2pz
1 e O:[He] 2s2 2px
2 2py
1 2pz
1
No átomo de O dois elétrons ocupam o mesmo orbital 2p, assim se repelem
fortemente, e esta repulsão forte compensa a carga nuclear maior.
Outro padrão, nas energias de ionização dos elementos, de importância
considerável em química inorgânica é que ionizações sucessivas de uma espécie
requerem energias maiores (FIGURA 12).
A explicação é que, quanto maior a carga positiva das espécies, maior a energia
necessária para remover um elétron daquelas espécies.

21. Figura 12 – Primeira, segunda e terceira energias de ionização dos elementos do Grupo
13/III. As energias de ionização sucessivas aumentam, mas não há um padrão claro do
decréscimo da energia do grupo.
c) AFINIDADE ELETRÔNICA
A entalpia por ganho de elétron, ∆eHΘ, é a variação da entalpia padrão por mol de
átomos quando um átomo na fase gasosa ganha um elétron:
A (g) + e- (g) → A- ∆eHΘ
A entalpia por ganho de elétron é discutido em termos de uma propriedade
relacionada, a afinidade eletrônica, Eae, de um elemento (FIGURA 13).
A afinidade eletrônica, Eae, de um elemento é a energia liberada ou absorvida
quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa.
Então, o ganho de elétron pode ser exotérmico ou endotérmico.
Uma afinidade eletrônica positiva significa que uma grande quantidade de energia
é liberada quando um elétron liga-se a um átomo na fase gasosa.

22. Um afinidade eletrônica negativa significa que energia deve ser fornecida para
empurrar um elétron para ligar-se a um átomo.
Mais formalmente, a afinidade eletrônica de um elemento X é definida como:
Eae = E(X) – E(X-)
Onde: E(X) é a energia do átomo X na fase gasosa e E(X-) é a energia do ânion na
fase gasosa.
Em T = 0, a afinidade eletrônica é o negativo da entalpia por ganho de um elétron.
A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
Um valor de afinidade eletrônica positiva indica que o íon X- tem energia menor,
mais negativa, e deste modo mais favorável do que a de um átomo neutra X.
A afinidade eletrônica de um elemento é determinada em grande parte pela sua
energia do orbital mais baixo não-preenchido (ou semipreenchido) do átomo no
seu estado fundamental.
Figura 13 – A variação da afinidade eletrônica em quilojoules por mol dos elementos dos
grupos principais. Quando dois valores são dados, o primeiro refere-se à formação do íon
com carga unitária e o segundo é a energia adicional necessária para produzir o ânion
duplamente carregado. A variação é menos sistemática do que para o raio atômico e para a
energia de ionização, mas altos valores tendem a ser encontrados próximos ao flúor (mas
não para os gases nobres).

23. Um elemento possui uma alta afinidade eletrônica se o elétron adicional pode
entrar numa camada onde ele experimenta uma carga nuclear efetiva forte. Este é
o caso para os elementos do topo direito da tabela periódica.
A segunda entalpia por ganho de um elétron, a mudança de entalpia para a
fixação do segundo elétron a um átomo inicialmente neutro, é sem dúvida positiva,
porque a repulsão eletrônica excede a atração nuclear.
A afinidade eletrônica é maior próximo no canto direito superior da Tabela
periódica, perto do oxigênio, enxofre e halogênios. Nesses átomos, o elétron
adicionado ocupa um orbital p próximo ao núcleo com carga alta e sentindo sua
forte atração.
6) AS PROPRIEDADES FÍSICAS E A PERIODICIDADE
As propriedades físicas dos elementos também demonstram a lei periódica.
a) DENSIDADE E PONTO DE FUSÃO
A FIGURA 14 mostra as densidades dos elementos a 25 oC, em função do número
atômico. Para os elementos que são normalmente gases a 25 oC, a densidade
considerada é a do líquido na sua temperatura de ebulição.
Figura 14 – Densidades dos elementos a 25 oC. (Para os elementos gasosos nesta
temperatura, a densidade é a do líquido no ponto de ebulição.)

24. A periodicidade na densidade é ilustrada pela sucessão de máximos e mínimos
em um gráfico, embora estas variações não sejam muito regulares, pois diferentes
características estruturais influenciam na densidade da sustância.
Então a densidade dos elementos vai depender do tipo de ligação, do tipo de
empacotamento para sólidos, etc.
A FIGURA 15 exibe uma periodicidade irregular e relativa aos pontos de fusão dos
elementos.
Novamente observamos uma sucessão de máximos e mínimos.
Uma comparação das Figuras 11 e 12 com a tabela periódica demonstra uma
relação entre a periodicidade na densidade e no ponto de fusão com a
configuração eletrônica.
Os melhores exemplos desta comparação podem ser os mínimos pontos de fusão
exibidos pelos gases nobres.
Figura 15 – Pontos de fusão dos elementos.

25. 7) AS PROPRIEDADES QUÍMICAS E A PERIODICIDADE
a) METAIS
O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso,
maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar
cátions em solução aquosa).
O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
O caráter metálico diminui ao longo do período.
Os metais têm energias de ionização baixas.
A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos.
Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis (FIGURA 16).
A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água → hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) → 2 NaOH(aq)
b) NÃO-METAIS
Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.

26. Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar
elétrons:
metal + não-metal → sal
2 Al(s) + 3 Br2(l) → 2 AlBr3(s)
A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água → ácido
P4O10(s) + H2O(l) → 4 H3PO4(aq)
c) METALÓIDES OU SEMIMETAIS
Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais.
Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
Figura 16 – As cargas de alguns íons comuns encontrados em compostos iônicos. Note que
a linha em escada que divide os metais dos não-metais também separa cátions de ânions.

27. d) GRUPO 1 A: OS METAIS ALCALINOS
Todos os metais alcalinos são macios.
A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M → M+ + e-
A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:
2 M(s) + 2 H2O(l) → 2 MOH (aq) + H2(g)
Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:
4 Li(s) + O2(g) → 2 Li2O(s) (óxido)
2 Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) → KO2(s) (superóxido)
Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma
chama à alta temperatura (FIGURA 17).
O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado
fundamental.
Figura 17 – O teste de chama para o lítio, o sódio e o potássio revela as seguintes cores
características: (a) Li (vermelho), (b) Na (amarelo) e (c) K (lilás).

28. Tabela 3 – Algumas propriedades dos metais alcalinos.
e) GRUPO 1 A: OS METAIS ALCALINOS TERROSOS
Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais
alcalinos.
A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M → M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) → MgCl2(s)
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em
diante:
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)

29. Tabela 4 – Algumas propriedades dos metais alcalinos terrosos.
e) HIDROGÊNIO
O hidrogênio é um elemento singular.
Muito freqüentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.
Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H- , como perder
seu elétron para formar H+:
2 Na(s) + H2(g) → 2 NaH(s)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
O H+ é um próton.
A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
f) O GRUPO DO OXIGÊNIO
Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um
metalóide, o Po é um metal).

30. Tabela 5 – Algumas propriedades dos elementos do grupo 6 A.
Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser
preparado a partir do oxigênio:
3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H = 284,6 kJ.
O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o
íon O2
- tem uma configuração de gás nobre.
Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H2O) e 1- (por
exemplo, H2O2).
O enxofre é outro importante membro desse grupo.
A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
O enxofre tende a formar S2
- nos compostos (sulfetos).

31. g) O GRUPO DO FLÚOR
A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um
ânion:
X2 + 2 e- → 2 X-.
O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:
2 F2(g) + 2 H2O(l) → 4 HF(aq) + O2(g) ∆H = -758,9 kJ.
Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela
eletrólise do sal grosso (NaCl):
2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a
água de piscina:
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HOCl(aq).
Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com
exceção do HF.
Tabela 6 – Algumas propriedades dos halogênios.

32. h) OS GASES NOBRES
Todos esses são não-metais e monoatômicos.
Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente
preenchidos.
Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6.
Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o
HArF.
Tabela 7 – Algumas propriedades dos gases nobres.

33. Figura 18 – Tendências nas propriedades-chave dos elementos em função da posição na
tabela periódica.