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10 PERIODICIDADE DOS ELEMENTOS NA TABELA PERÓDICA

1 INTRODUÇÃO

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 maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843, então como organizar

115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos, ou

seja, ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas. A

primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica. A

tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. A estrutura

eletrônica de um átomo determina suas propriedades químicas, por isso, é necessário a configuração

eletrônica do átomo – uma lista de todos os orbitais ocupados, com o número de elétrons que cada um

contém. Os blocos s e p formam os grupos principais da Tabela Periódica. As configurações eletrônicas

semelhantes dos elementos do mesmo grupo são a causa das propriedades semelhantes. O número do

grupo informa quantos elétrons estão presentes na camada de valência. Relação mantida em todos os

grupos principais quando se usam números romanos (I a VIII) para indicar os grupos. Os blocos da Tabela

Periódica são nomeados segundo o último orbital que é ocupado de acordo com o princípio da construção.

Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal da camada de valência.

2 A DESCOBERTA DA LEI PERIÓDICA E A TABELA PERIÓDICA MODERNA

Mendeleev e Meyer, trabalhando independentemente, descobriram experimentalmente a lei periódica e

publicaram suas tabelas de elementos, demonstrando a variação de propriedades periódicas consequente

da ordenação dos elementos adotada por eles. Em suas tabelas, ambos listaram os elementos em ordem

crescente de massa atômica (na época, não se conheciam os números atômicos, só as massas atômicas).

Sabe-se que a periodicidade é mais facilmente visualizada se for feita em ordem crescente do número

atômico, o que ocasiona uma pequena diferença sequencial em relação à ordenação por massa atômica.

Apesar de ordenarem os elementos com base em suas massas atômicas, essa semelhança deve-se ao

fato de que, em geral, quanto maior o número atômico, maior a massa atômica do elemento. A lei

Periódica estabelece que quando os elementos são listados, em ordem crescente do número atômico, é

observada uma repetição periódica em suas propriedades – é a base da estrutura da tabela periódica

moderna – de maneira que elementos com propriedades químicas semelhantes ficam distribuídos em

colunas verticais (grupos).

GRUPOS: São as colunas da tabela periódica, também denominadas famílias. Os grupos são enumerados

com algarismos arábicos de 1 a 18, da esquerda para a direita, como recomendação da IUPAC, a partir de

1990. A notação usada até então e ainda hoje encontrada nomeava os grupos utilizando algarismos

romanos e letras do alfabeto da seguinte forma: i) grupos A para os elementos representativos, de IA até

VIIA e para os gases nobres (grupo 0), cujo subnível de maior energia é do tipo s ou p; ii) grupos B para os

elementos de transição, de IB até VIIIB, cujo subnível de maior energia é do tipo d. Alguns grupos são

conhecidos por nomes especiais, tais como: grupo 1- metais alcalinos; grupo 2 - metais alcalinos terrosos;

grupo 16 - calcogênios; grupo 17 - halogênios; grupo 18 - gases nobres. Os demais grupos são

comumente reconhecidos pelo primeiro elemento da coluna, como por exemplo, o grupo 14, chamado

também de grupo do carbono.

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PERÍODOS: são as filas horizontais da tabela periódica (linhas), enumeradas de 1 a 7, a partir da linha do

hidrogênio. Os elementos das duas linhas dispostas abaixo da tabela principal, os lantanídeos (ou terras-

raras) e os actinídeos, pertencem aos sexto e sétimo períodos, respectivamente. Estes elementos são

conhecidos como elementos de transição interna (subnível mais energético do tipo f) e são assim

dispostos por questão de praticidade e clareza. O período em que um elemento está localizado indica o

número de níveis de energia (n) do elemento possui.

3 ESTRUTURA ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA

A existência de Periodicidade de Propriedades dos Elementos Químicos se deve às características de

distribuição eletrônica de cada elemento em seu “estado fundamental” de energia. Ao se dispor elétrons

em camadas, subcamadas e orbitais atômicos disponíveis, seguem-se princípios fundamentais, entre eles

seguir a ordem de ocupar primeiro as menores energias (camadas definidas por “n”), subcamadas (m) e

orbitais (ℓ), o que se traduz preencher os orbitais em termos de uma ordem de energia (n + ℓ ) e o

PRINCÍPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI.

A Tabela é dividida em blocos, s, p, d e f, nomes das últimas subcamadas ocupadas. Dois elementos são

exceções, o hélio deveria aparecer no bloco s, mas é mostrado no bloco p, devido as propriedades de gás

nobre e não de metal reativo do grupo 2, e o hidrogênio ocupa posição única na Tabela, por possuir

apenas 1 elétron s, logo pertencer o grupo 1, mas tem um elétron a menos que a configuração de um gás

nobre. Os blocos s e p formam os grupos principais da Tabela Periódica. As configurações eletrônicas

semelhantes dos elementos do mesmo grupo principal são a causa das propriedades semelhantes. O

número do grupo informa quantos elétrons estão presentes na camada de Valência. Essa relação se

mantém em todos os grupos principais quando se usam números romanos (I a VIII) para indicar os grupos.

Quando se usa números arábicos (1 – 18), é preciso subtrair, no bloco p, 10 unidades do número do grupo

para encontrar o número de elétrons de valência. Cada período corresponde a ocupação da camada com

número quântico principal mais alto que o anterior. Os blocos da Tabela Periódica são nomeados segundo

o último orbital que é ocupado de acordo com o princípio da construção. Os períodos são numerados de

acordo com o número quântico principal da camada de valência.

4 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

A organização da tabela periódica está intimamente relacionada com a configuração eletrônica dos

átomos. Cada período começa com um elemento que tem um elétron de valência do tipo s. No primeiro

período existem apenas dois elementos, pois o orbital 1s comporta até 2 elétrons. O segundo período tem

início com o lítio, pois seu terceiro elétron é do tipo 2s. Como há um orbital 2s e 3 orbitais 2p, cada um

capaz de acomodar dois elétrons, é possível colocar 8 elementos neste período. O mesmo ocorre para o

terceiro período com os orbitais 3s e 3p. O orbital 4s tem menor energia que os orbitais 3d e por este

motivo, o quarto período inicia com o potássio (4s1) e após o preenchimento do orbital 4s no cálcio, os

orbitais vazios de menor energia são os cinco orbitais 3d. Como os orbitais 3d podem acomodar 10

elétrons, este período terá mais 10 elementos (metais de transição). Em seguida, o quarto período pode

ser completado com o preenchimento dos 3 orbitais 4p (mais 6 elementos). No quinto período, os orbitais

5s, 4d e 5p são preenchidos em sequência. No sexto período, após o preenchimento do orbital 6s e a

entrada de um elétron nos orbitais 5d, os 7 orbitais 4f são os próximos, em ordem de energia crescente,

possibilitando o encaixe de 14 elementos (lantanídeos) antes do preenchimento do próximo orbital 5d. Os

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orbitais 5d preenchidos são sucedidos pelos 6 elementos requeridos pelos 3 orbitais 6p. O sétimo período

começa com o preenchimento do orbital 7s; em seguida, um elétron é adicionado a um dos orbitais 6d. Os

próximos elétrons vão para os orbitais 5f, cujos 14 elementos formam a série dos actinídeos, grupo de

elementos com propriedades e estruturas eletrônicas semelhantes aos dos lantanídeos. Os átomos de um

mesmo grupo (coluna) da tabela periódica apresentam os elétrons de valência com a mesma configuração

e por isso são quimicamente semelhantes. Por outro lado, sempre que existir uma semelhança entre as

propriedades químicas dos elementos de um mesmo período, tais como entre os lantanídeos ou entre os

metais de transição, os elementos quimicamente semelhantes diferem somente no número de elétrons

encontrados num tipo particular de orbital, por exemplo, 4f ou 3d.

5 PERIODICIDADE DAS PROPRIEDADES DOS ÁTOMOS

A Tabela Periódica foi construída com base nas tendências das propriedades físicas e químicas, e esta

periodicidade poderia ser compreendida em termos de periodicidade da configuração eletrônica do estado

fundamental.

RAIO ATÔMICO: As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas, 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 a

metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Se o elemento é um metal, o raio atômico é a

metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida. Assim como a distância

entre os núcleos vizinhos do cobre é 256 pm, o raio atômico do cobre é 128 pm. Se o elemento é um não

metal, usamos a distância entre os núcleos unidos por uma ligação química, esse raio é chamado de raio

covalente do elemento. Se o elemento é um gás nobre usa-se o raio de van der Walls, que é a metade da

distância entre os centros dos átomos vizinhos em uma amostra do gás solidificado. Os raios atômicos

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.

RAIO IÔNICO: O raio iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido

iônico. É a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinho é a soma dos dois raios iônicos.

Todos os cátions são menores do que os átomos originais, porque os átomos perdem um ou mais elétrons

para formar cátion e muito menor que um átomo neutro. Os ânions são maiores que os átomos que lhe

deram origem, devido 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. Raios de ânions e cátions são menores no extremo

superior à direita da Tabela Periódica, perto do Flúor. Átomos e íons que possuem o mesmo número de

elétrons são chamados de isoeletrônicos. Os raios iônicos crescem com o valor de n em um grupo e

decrescem da esquerda para a direita em um período. Os cátions são menores e os ânions são maiores

que os cátions do que os átomos que lhes deram origem.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO: É a energia necessária para remover de um átomo no estado gasoso seu

elétron mais externo. Quanto mais difícil a remoção do elétron, maior a energia de ionização necessária

para tirá-lo do átomo. Como ela é a medida da dificuldade de remover um elétron, os elementos com

energia de ionização baixas formam cátions facilmente e conduzem corrente elétrica (elétrons livres) na

forma de sólido. Os elétrons com energia de ionização altas formam cátions com dificuldade e não

conduzem corrente elétrica. As baixas energias de ionização na parte inferior, à esquerda, da Tabela

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explicam seu caráter metálico. Somente os elementos com baixas energia de ionização podem formar

metais – os membros do bloco s, d, f e os da parte inferior, à esquerda do bloco p.

A energia de ionização é maior para os elementos próximos do He e menor para os que estão próximos do

Ce.

AFINIDADE ELETRÔNICA: É a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo em fase gasosa.

Afinidade eletrônica positiva significa energia liberada, e negativa que é necessário fornecer energia para

fazer um elétron se ligar a um átomo. Os elementos dos grupos 16 e 17 têm afinidades eletrônicas mais

altas.

ELETRONEGATIVIDADE: Tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação,

capturando-os. O comportamento eletronegativo ou eletropositivo de um átomo pode ser quantificado,

atribuindo a cada elemento um número de eletronegatividade. Numa ligação covalente, um par (ou mais

pares) de elétrons é compartilhado entre dois átomos. Isso significa que o par é atraído simultaneamente

para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. A eletronegatividade

tende a crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento

da carga nuclear. A eletronegatividade apresenta algumas irregularidades no crescimento da esquerda

para a direita, resultantes da variação do efeito de blindagem. Indo para baixo num grupo, a

eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo e à

medida que o efeito de blindagem compensa amplamente o aumento da carga nuclear. Assim, os

elementos com maior eletronegatividade são os não-metais da tabela periódica, como o flúor, o oxigênio e

o nitrogênio.

ELETROPOSITIVIDADE como a capacidade de um átomo em perder elétrons, originando cátions. Como

os metais são os elementos que apresentam maior tendência em perder elétrons, a eletropositividade

também pode ser denominada de caráter metálico. A perda de elétrons em reações químicas é uma

característica dos elementos metálicos. Os elementos mais eletropositivos, ou seja, com as mais baixas

eletronegatividades são os metais, particularmente os que se encontram na parte inferior esquerda da

tabela periódica.

REATIVIDADE: O número de elétrons perdidos por um átomo eletropositivo e de elétrons recebidos por

um átomo eletronegativo é indicado pelo número de oxidação do elemento, que é, respectivamente

positivo e negativo. O número de oxidação indica a reatividade de um elemento e a forma como ele irá

reagir, pela indicação de sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons. Alguns elementos

da tabela periódica podem se comportar de forma eletronegativa ou eletropositiva, o que depende da

reação química em que estão envolvidos. Os gases nobres, devido a sua configuração eletrônica, são

mais estáveis e menos reativos que outros elementos.

EFEITO DO PAR INERTE: É a tendência de formar íons de carga duas unidades a menos do que o

esperado para o número do grupo. Isso é mais pronunciado nos elementos mais pesados do bloco p, onde

a diferença de energia entre os elétrons s e p é maior.

RELAÇÕES DIAGONAIS: São semelhanças de propriedades entre vizinhos diagonais nos grupos

principais da Tabela. A banda diagonal dos metaloides que divide os metais dos ametais é exemplo de

relação diagonal. Os pares de elementos com relação diagonal mostram, com frequência, propriedades

químicas semelhantes.

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6 PROPRIEDADES GERAIS DOS ELEMENTOS

Elementos do bloco s tem baixa energia de ionização, ou seja, seus elétrons podem ser facilmente

perdidos. Será um metal mais reativo e todas as características que o nome metal envolve. Elementos

pesados como Ba e Ce reagem mais vigorosamente do que os demais elementos do bloco s e devem ser

guardados fora do contato com ar e água. As energias de ionização dos metais do bloco p são muito mais

altas e, por isso, eles são menos reativos do que os do bloco s. Elementos do bloco p, à esquerda, em

especial os mais pesados, têm energias de ionização suficientemente baixas para ter propriedades de

metais do bloco s. Elementos do bloco p, à direita, com exceção dos gases nobres, têm afinidades

eletrônicas altas, ou seja, tendem a ganhar elétrons para completar a camada. Todos os elementos do

bloco d são metais, com propriedades intermediárias entre os elementos do bloco s e os do bloco p, o que

explica seu nome alternativo, metais de transição. Quando um átomo de metal que utiliza elétrons d perde

elétrons para formar um cátion, ele perde primeiro os elétrons externos s. Diante disso a maior parte dos

metais de transição forma íons com estados de oxidação diferentes porque os elétrons d têm energias

semelhantes e um número variável deles pode ser perder ao formar compostos. Todos os elementos do

bloco s são metais reativos que formam óxidos básicos. Os elementos do bloco p tendem a ganhar

elétrons para completar camadas; eles vão de metais a metaloides e não metais. Todos os elementos do

grupo d são metais com propriedades intermediárias entre as dos metais do bloco s e as dos metais do

bloco p. Muitos elementos do bloco d formam cátions com mais de um estado de oxidação.

7 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS SEGUNDOS SUAS PROPRIEDADES

Os blocos da tabela periódica e seus grupos: A tabela periódica, da forma como está disposta,

possibilita a classificação dos elementos em blocos s, p, d e f, de acordo com as similaridades de suas

configuração eletrônica. Dentro desses blocos, encontramos os elementos divididos em grupos, nos quais

as características comuns entre os elementos de um bloco estreitam-se ainda mais.

Hidrogênio: Por apresentar características únicas, é posicionado fora de qualquer grupo da tabela

periódica, apenas dividindo o primeiro período com o hélio. Possui a estrutura atômica mais simples entre

todos os elementos, apresentando seu único elétron uma configuração eletrônica 1s1. É bastante reativo,

podendo alcançar a estabilidade formando ligações covalentes com outros átomos, perdendo seu elétron

para formar H+ ou ainda adquirindo um elétron para formar H-. Embora sua configuração eletrônica

assemelhe-se à dos elementos do grupo 1 ou metais alcalinos, que possuem um elétron no nível mais

externo, o hidrogênio tem maior tendência a compartilhar este elétron do que perde-lo, como ocorre com

os metais alcalinos ao reagirem.

Elementos do bloco s

Grupo 1: metais alcalinos: Lítio Li, Sódio Na, Potássio K, Rubídio Rb, Césio Cs, Frâncio Fr. Formam um

grupo bastante homogêneo. Todos os elementos do grupo são metais, bons condutores de eletricidade,

moles e altamente reativos. As propriedades químicas e físicas estão intimamente relacionadas com sua

estrutura eletrônica e seu tamanho. Geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores.

Possuem um elétron de valência na camada mais externa. Esse elétron é fracamente ligado ao núcleo por

encontra-se bastante afastado dele, podendo ser removido facilmente. Os demais elétrons, por estarem

mais próximos ao núcleo, são firmemente ligados e removidos com dificuldade. Os elementos do grupo 1

são os maiores nos seus respectivos períodos mas quando perdem o elétron mais externo na formação de

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íons positivos, o tamanho diminui consideravelmente, porque uma camada eletrônica inteira foi removida e

como com a perda do elétron a carga positiva do núcleo ficou maior que a soma da carga negativa dos

elétrons, há uma maior atração do núcleo sobre os elétrons remanescentes. Os elementos desse grupo

formam íons X+ e apresentam os maiores valores de eletronegatividade da tabela, ao reagirem, verifica-se

uma grande diferença de eletronegatividade entre o metal alcalino e o outro elemento, caracterizando

ligação iônica.

Grupo 2: metais alcalinos terrosos: Berílio Be, Magnésio Mg, Cálcio Ca, Estrôncio Sr, Bário Ba, Rádio

Ra. Os elementos do grupo 2 apresentam tendências similares às apresentadas pelo grupo 1 quanto a

suas propriedades, embora menos reativos que os metais alcalinos. Geralmente são divalentes, formando

compostos iônicos incolores e possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais externo. Seus átomos são

grandes, mas menores que os átomos dos elementos o grupo 1 no mesmo período. Isso ocorre porque a

carga adicional do núcleo faz com que este atraia mais fortemente os elétrons. Os íons são relativamente

grandes, mas menores que dos elementos do grupo 1, uma vez que na remoção dos dois elétrons de

valência, o núcleo fica com uma carga efetiva maior que nos íons dos metais alcalinos. Os metais do

grupo 2 têm cor branca prateada. Excetuando o berílio, cujos compostos são tipicamente covalentes, os

compostos formados por esses metais são predominantemente iônicos. Por serem menores, seus elétrons

estão mais fortemente ligados do que nos elementos do grupo 1, acarretando uma primeira energia de

ionização maior para a formação de X+. Depois de removido um elétron, a atração entre o núcleo e os

elétrons remanescentes torna-se ainda maior e com isso, a energia necessária para a remoção do

segundo elétron para formar íons X2+ é quase o dobro da requeria para a remoção do primeiro. Os

valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 2 são baixos, mas maiores que dos

correspondentes elementos do grupo 1. A eletronegatividade do berílio é a maior do grupo.

Elementos do bloco p

Grupo 13: grupo do boro: Boro B, Alumínio Al, Gálio Ga, Índio In, Tálio Tl, Ununtrio Uut. O boro é um

não-metal e forma sempre ligações covalentes, normalmente são três, utilizando orbitais híbridos sp2, com

ângulos de 120º entre si. Os outros elementos do grupo formam compostos trivalentes, sendo mais

metálicos e iônicos que o boro. São metais moderadamente reativos. Seus compostos estão no limite

entre aqueles com caráter iônico e covalente. Os raios atômicos não aumentam regularmente de cima

para baixo dentro do grupo. Deve-se considerar que os raios no boro e no gálio são estimados, como

sendo a metade da distância de aproximação. Os raios iônicos de X3+ aumentam de cima para baixo

dentro do grupo. A natureza eletropositiva desses elementos cresce do boro para o alumínio, segundo a

tendência normal associada ao aumento de tamanho, e a seguir decresce do alumínio para o tálio. Os três

últimos elementos desse grupo têm menor tendência em perder elétrons por causa da blindagem

ineficiente proporcionada pelos elétrons d. Os valores das energias de ionização não decrescem

regularmente dentro do grupo. O decréscimo do boro para o alumínio corresponde ao comportamento

esperado descendo-se pelo grupo, associado ao aumento de tamanho. A blindagem ineficiente oferecida

pelos elétrons d influenciam os valores dos demais elementos do grupo.

Grupo 14: grupo do carbono: Carbono C, Silício Si, Germânio Ge, Estanho Sn, Chumbo Pb, Ununquadio

Uuq. Todos os elementos desse grupo possuem quatro elétrons na última camada. O carbono difere-se do

restante do grupo por causa do seu menor tamanho e maior eletronegatividade, o que acarreta maior

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energia de ionização. Ele é mais covalente que metálico. Os compostos de carbono podem apresentar

número de coordenação de 3 a 8 e o carbono é o único do grupo que forma ligações múltiplas pp-pp. O

carbono apresenta uma acentuada capacidade de formar cadeias, pois as ligações C – C são fortes, o que

não ocorre com os outros elementos do grupo. Com relação à estrutura, o carbono pode existir em

diversas formas alotrópicas. O silício, o germânio e o estanho adotam uma estrutura semelhante a do

diamante, sendo que o estanho pode tem forma metálica. O chumbo só existe na forma metálica. O

tamanho dos átomos aumenta de cima para baixo no grupo. As energias de ionização decrescem do

carbono para o silício e a seguir variam de forma irregular devido ao efeito dos níveis d e f preenchidos. A

energia necessária para formar íons X4+ é muito elevada. Nesse grupo é possível observar a transição do

caráter metálico: de cima para baixo tem-se o carbono e o silício que são não-metais, o germânio

apresenta algum caráter metálico e o estanho e o chumbo são metais. Esse aumento do caráter metálico

no grupo acarreta o aumento da maleabilidade, da condutividade elétrica a da tendência de se formarem

íons X2+.

Grupo 15: grupo do nitrogênio: Nitrogênio N, Fósforo P, Arsênio As, Antimônio Sb, Bismuto Bi,

Unumpentio Uup. Os átomos de todos os elementos do grupo 15 apresentam cinco elétrons na camada de

valência. O nitrogênio é encontrado na forma de molécula N2, um gás incolor, inodoro, insípido, cuja

ligação tripla entre átomos de nitrogênio, torna-o muito estável. O nitrogênio difere-se dos demais

elementos do grupo, que são sólidos e possuem várias formas alotrópicas. O fósforo pode ser encontrado

na fora de fósforo branco, que é sólido à temperatura ambiente, mole, tóxico, bastante reativo, cuja forma

da molécula P4 é tetraédrica. O caráter metálico no grupo segue a tendência geral aumentando de cima

para baixo no grupo. Assim, nitrogênio e fósforo são não-metais, arsênio e antimônio são metalóides e o

bismuto é um metal.

Grupo 16: calcogênios: Oxigênio O, Enxofre S, Selênio Se, Telúrio Te, Polônio Po, Ununhexio Uuh. Os

elementos desse grupo, além de fazerem parte de vários minérios compõem muitos produtos químicos

que são economicamente importantes. Descendo-se no grupo, verifica-se a tendência normal de aumento

do caráter metálico. Os quatro primeiro elementos são não-metais, o selênio e o telúrio apresentam um

menor caráter não-metálico e o polônio é caracteristicamente um metal. Este último é um elemento

radioativo, com tempo de vida curto. O oxigênio apresenta algumas diferenças em relação aos demais

elementos do grupo devido ao seu menor tamanho e maior eletronegatividade (é o segundo elementos

mais eletronegativo da tabela). O enxofre possui a maior tendência de formar cadeias do grupo. Além

disso, forma uma extensa e incomum variedade de compostos com o nitrogênio. Todos os compostos de

selênio, telúrio e polônio são potencialmente tóxicos e devem ser manuseados com cuidado. Os

elementos desse grupo têm configuração eletrônica s2p4 e podem atingir a configuração de gás nobre

recebendo dois elétrons (X2-) ou formando duas ligações covalentes. Todos os elementos do grupo, com

exceção do telúrio, são polimórficos, ou seja, podem ser encontrados em diferentes formas alotrópicas.

Grupo 17: halogênios: Flúor F, Cloro Cl, Bromo Br, Índio I, Astato At, Ununseptio Uus. Os elementos

desse grupo são muito reativos, reagindo com não-metais e formando sais com os metais. O flúor é o

elemento mais reativo da tabela periódica. Todos do grupo apresentam configuração eletrônica s2p5, ou

seja, com apenas um elétron a menos da configuração do gás nobre mais próximo. Os elementos do

grupo buscam completar o octeto adquirindo um elétron de um metal, formando íons X- através de

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ligações iônicas, ou compartilhando um elétron com um não-metal através de ligações covalentes. Os

halogênios existem como moléculas diatômicas e são coloridos. Suas características são bem similares no

grupo, excetuando as do flúor, por este ser menor e não ter orbitais d de baixa energia para a realização

de ligações. Os halogênios atuam como agentes oxidantes (recebem elétrons). O flúor é um agente

oxidante muito forte e, por seu pequeno tamanho, faz com que os elementos aos quais está ligado

alcancem estados de oxidação bem elevados. Com relação ao estado de oxidação dos halogênios, eles

podem existir em estados elevados (+1, +3, +4, +5, +6 e até +7), sendo o mais comum o -1. O flúor existe

apenas como F-. Os elementos do grupo 17 são muito reativos, reagindo com a maioria dos elementos. A

reatividade decresce na ordem F>Cl>Br>I. O flúor é o elemento mais reativo da tabela periódica, reagindo

com todos os elementos exceto com os gases nobres mais leves (He, Ne e Ar). Sua grande reatividade

deve-se à pequena energia de dissociação da ligação F-F e à formação de ligações muito fortes, ambos

os fatores decorrentes do pequeno tamanho do átomo de flúor. As energias de ionização no grupo tende a

diminuir à medida que os átomos aumentam de tamanho. Apresentam valores muito elevados o que reduz

e possibilidade da perda de elétrons e a formação de íons positivos. Os pontos de fusão e de ebulição

aumentam de cima para baixo no grupo.

Grupo 18: gases nobres: Hélio He, Neônio Ne, Argônio Ar, Criptônio Kr, Xenônio Xe, Radônio Rn,

Ununoctio Uuo. O nome de gases nobres atribuído aos elementos do grupo 18 deve-se a tendência deles

não serem reativos. A baixíssima reatividade desses elementos está relacionada com suas configurações

eletrônicas estáveis de dois elétrons 1s no hélio e de oito elétrons na camada mais externa dos demais

elementos do grupo, completando um octeto. Os gases nobres apresentam uma afinidade eletrônica igual

a zero e suas energias de ionização são muito elevadas (as maiores da tabela periódica). Todos os

elementos do grupo são gases monoatômicos, incolores e inodoros. Os raios atômicos desses elementos

são muito pequenos e aumentam de cima para baixo no grupo.

Elementos do bloco d

Os elementos do bloco d são aqueles que possuem elétrons nos níveis eletrônicos 3d, 4d ou 5d,

pertencentes aos grupos 3 a 12 na tabela periódica, localizados na porção central da tabela. Esses

elementos são conhecidos por elementos de transição, pois suas propriedades são intermediárias às

propriedades dos elementos do bloco s (grupos 1 e 2) e dos elementos do bloco p (grupos 13 a 18). Nos

blocos s e p, os elétrons vão sendo adicionados ao nível eletrônico mais externo do átomo, enquanto que

no bloco d, eles vão sendo adicionados ao penúltimo nível, que vai se expandindo de 8 a 18 elétrons. Por

possuírem o penúltimo nível expandido, os elementos de transição têm muitas propriedades físicas e

químicas em comum. Todos os elementos do bloco d são metais, sendo, portanto, bons condutores de

calor e de eletricidade, duros, dúcteis e apresentando o característico brilho metálico. Os elementos de

transição podem existir em diversos estados de oxidação, que variam de uma em uma unidade. Esses

estados podem ser relacionados às estruturas eletrônicas dos elementos e sua variação é bem regular. As

únicas exceções a esta regularidade são o crômio e o cobre, nos quais um dos elétrons s vai para o nível

d devido à maior estabilidade deste orbital. Os átomos dos elementos do bloco d são menores que dos

elementos dos grupos 1 e 2 do mesmo período. Isso decorre da contração de tamanho normal que ocorre

ao longo dos períodos e porque os elétrons extras são acomodados no penúltimo nível d e não no nível

mais externo do átomo. Ao se descer nos grupos dos elementos de transição, o tamanho dos átomos

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aumenta devida à presença de camadas adicionais de elétrons. Nos átomos dos elementos de transição, a

blindagem ineficiente da carga nuclear faz com que os elétrons sejam mais fortemente atraídos que nos

átomos de elementos dos grupos 1 e 2. Com relação a sua reatividade, os elementos do bloco d

apresentam propriedades intermediárias entre os elementos metálicos altamente reativos do bloco s, que

geralmente formam compostos iônicos, e os elementos do bloco p, que geralmente formam compostos

covalentes. Dependendo das condições, os metais de transição podem formar ligações iônicas ou

covalentes. Geralmente, os estados de oxidação mais baixos formam compostos iônicos e os mais

elevados compostos covalentes. Os valores das energias de ionização dos metais de transição também

são intermediários entre aqueles dos blocos s e p.

Grupo 3: grupo do escândio: Escândio Sc, Ítrio Y, Lantânio La, Actínio Ac.

Grupo 4: grupo do titânio: Titânio Ti, Zircônio Zr, Háfnio Hf, Ruterfórdio Rf.

Grupo 5: grupo do vanádio: Vanádio V, Nióbio Nb, Tântalo Ta, Dúbnio Db.

Grupo 6: grupo do crômio: Crômio Cr, Molibdênio Mo, Tungstênio W, Seabórgio Sg.

Grupo 7: grupo do manganês: Manganês Mn, Tecnécio Tc, Rênio Re, Bóhrio Bh

Grupo 8: grupo do ferro: Ferro Fe, Rutênio Ru, Ósmio Os, Hássio Hs,

Grupo 9: grupo do cobalto: Cobalto Co, Ródio Rh, Irídio Ir, Meitenério Mt,

Grupo 10: grupo do níquel: Níquel Ni, Paládio Pd, Platina Pt, Darmstadtio Ds,

Grupo 11: grupo do cobre: Cobre Cu, Prata Ag, Ouro Au, Unununio Uuu

Grupo 12: grupo do zinco: Zinco Zn, Cádmio Cd, Mercúrio Hg, Ununbio Uub.

Elementos do bloco f

Série dos lantanídeos

Os elementos da série dos lantanídeos caracterizam-se pelo preenchimento gradativo do antepenúltimo

nível energético, 4f. As propriedades desses elementos são extremamente semelhantes entre si,

observando-se apenas pequenas variações de tamanho e de carga nuclear sobre o comportamento

químico dos mesmos. Era de se esperar que a configuração eletrônica desses 14 elementos pudesse ser

obtida pela adição sucessiva de um elétron ao nível 4f a partir do cério, porém, no caso do césio, do

gadolínio e do lutécio, o deslocamento do elétron 5d para o nível 4f é energicamente favorável. As três

primeiras energias de ionização desses elementos têm valores baixos e o íon X3+ domina a química dos

lantanídeos por ser o íon mais estável. Muitos íons trivalentes dos lantanídeos são coloridos, tanto no

estado sólido como em solução aquosa. Parece que a cor depende do número de elétrons f

desemparelhados. Num período da tabela periódica, o tamanho dos átomos decresce da esquerda para a

direita, pois os elétrons que vão sendo acrescentados blindam ineficientemente a carga nuclear adicional.

Assim, quanto maior o número atômico, maior é a atração no núcleo sobre todos os elétrons, que se

aproximam cada vez mais do núcleo. O efeito de blindagem dos elétrons reduz-se a ordem s > p > d > f. A

contração de tamanho de um elemento para outro é relativamente pequena, mas no caso da série dos

lantanídeos, a adição de 14 elétrons do cério ao lutécio, gera uma redução de aproximadamente 0,2 ao e

o fenômeno é denominado contração lantanídica. A contração lantanídica faz com que os raios dos últimos

quatro elementos da série sejam menores que o raio do ítrio, na série de transição que antecede aos

lantanídeos.

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Série dos actinídeos

Os elementos da série dos actinídeos caracterizam-se pelo preenchimento gradativo do antepenúltimo

nível energético, 5f, porém, as configurações eletrônicas dessa série de transição interna não seguem o

padrão simples que ocorre na série dos lantanídeos. Como os orbitais 5f e 6d apresentam uma pequena

diferença de energia, nos primeiros quatro actinídeos os elétrons podem ocupar um ou outro nível. Nos

actinídeos mais pesados, o nível 5f passa a ter menor energia e, a partir do plutônio, passa a ser

preenchido regularmente. Do plutônio em diante, os elementos apresentam maiores semelhanças entre si.

Todos os actinídeos formam íon no estado de oxidação X3+, mas nem sempre este é o íon mais estável,

como ocorre com os lantanídeos. Todos os metais são prateados, de ponto de fusão moderadamente

elevados, embora inferiores aos elementos de transição. O tamanho dos átomos decresce regularmente

ao longo da série e ocorre uma contração actinídica, semelhantemente a que ocorre nos lantanídeos. O

urânio é o elemento natural mais “pesado” (Z = 92). Com o desenvolvimento da bomba atômica e

pesquisas posteriores sobre energia nuclear, foram obtidos artificialmente elementos com números

atômicos superiores ao do urânio, conhecidos como elementos transurânicos.

TABELA PERIÓDICA

A tabela periódica apresenta sete linhas horizontais, denominadas períodos, o número de níveis de

energia que o elemento possui, indica o número do período em que ele está. A eletrosfera é formada por,

no máximo, 7 níveis de energia: K ou 1, L ou 2, M ou 3, N ou 4, O ou 5, P ou 6, Q ou 7. Assim, os átomos

que têm apenas 1 nível energético se encontram no 1o período; os que têm 2 níveis estão no 2o período;

os que têm 3 níveis, no 3o período; e assim sucessivamente. Também apresenta dezoito linhas verticais,

denominadas colunas, grupos ou famílias dos elementos. As famílias são as colunas da tabela, onde

estão reunidos os elementos com a mesma configuração eletrônica na última camada – a camada de

valência. Isso quer dizer que os elementos de cada família têm o mesmo número de elétrons na última

camada. Assim: Família 1A (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): 1 elétron na última camada; Família 2A (Be, Mg, Ca,

Sr, Ba, Ra): 2 elétrons na última camada; Família 3A (B, Aℓ, Ga, In, Ti): 3 elétrons na última camada; E

assim por diante: 4A : 4 elétrons na camada de valência; 5A : 5 elétrons; 6A : elétrons; 7A: 7 elétrons.

Além disso, os elementos que têm a mesma configuração eletrônica na camada de valência têm

propriedades químicas e físicas semelhantes, ou seja, cada família apresetna elementos com

propriedades físico-químicas semelhantes. As famílias se dividem em 3 grandes grupos, representados

pelas letras A e B e pelo algarismo 0.

A: Famílias de elementos representativos, com propriedades químicas regulares. A característica dessas

famílias é que têm como último e mais energético subnível eletrônico a ser preenchido o s ou o p.

B: Famílias de elementos de transição, com propriedades químicas variáveis. Todos os elementos de

transição têm como subnível mais energético o d ou o f, que não ficam na última camada do átomo.

0: Família dos gases nobres, cujos elementos têm a sua última camada completa, com 2 elétrons, no caso

do He, e com 8 elétrons no caso dos demais. Por terem a sua última camada de valência completa, os

elementos dessa família são estáveis e têm pequena reatividade química.

Nota: Apesar dos elementos representativos serem menos numerosos que os de transição, 95% dos

compostos químicos conhecidos são resultantes de reações entre elementos representativos. Daí a

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importância do agrupamento, na tabela periódica, dos elementos em famílias com a mesma configuração

eletrônica no último nível.

O número da família dos elementos representativos (a) é dado pelo total de elétrons no último nível.

Por isso existem as Famílias 1A, 2A, 3A, ...........7A.

Famílias “A”

Famílias “B”

Existem 2 tipos de elementos de transição, que se distinguem pelo subnível mais energético. Assim:

Elementos de transição externa têm como subnível mais energético o d.

Elementos de transição interna têm como subnível mais energético o f.

Para os elementos de transição externa, o número da família é dado pela soma: do número de elétrons do

subnível d mais energético com o número de elétrons do subnível s adjacente.

Exemplos:

Nota: Se essa soma for superior ou igual a 8, veja o que acontece:

Soma 8: Família 8B Soma 11: Família 1B

Soma 9: Família 8B (segunda) Soma 12: Família 2B

Soma 10: Família 8B (terceira)

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Os elementos de transição interna formam as séries dos lantanídeos e dos actinídeos (que se acham

destacados na tabela) e todos pertencem à família 3B. Em resumo, as famílias indicam os elementos com

o mesmo tipo de comportamento em ligações químicas e que esse comportamento depende da

configuração eletrônica da última camada ou os subníveis mais energéticos. Assim:

Família 0: Última camada completa, com 8 elétrons para os elementos a partir do 2º período e com 2

elétrons para o elemento Hélio (He), também designada família 8A;

Famílias A: Última camada constituída de subníveis s ou p com máximo de elétrons entre 1 e 7;

Famílias B: Elementos de transição externa, com subnível d mais energético;

Elementos de transição interna, com subnível f mais energético.

Obs.: Sabemos que a família 0 é também chamada de gases nobres.

O hidrogênio não pertence à família dos metais alcalinos, apesar de situar-se na coluna, pois tem um

elétron e um só nível energético.

As famílias que não têm nomes especiais são designadas pelo nome do seu primeiro elemento 3A: família

do boro; 4A: Família do carbono; 5A: Família do nitrogênio.

As famílias agrupam elementos com a mesma configuração eletrônica no último nível e que têm, por isso,

propriedades semelhantes.

Os períodos enumeram os elementos com o mesmo número de camadas (mas configurações diferentes),

razão por que as propriedades dos elementos do mesmo período são diferentes.

Elementos na Tabela Periódica Moderna (TPM)

Metais: Localizados à esquerda; apresentam menos de 4e- na última camada; altas temperaturas de

fusão e ebulição; apresentam brilho característico; condutores de eletricidade e calor; maleabilidade

(chapas); ductibilidade (fios).

Não-metais: Localizados à direita; acima de 4 e- na última camada; baixas temperaturas de fusão e

ebulição; isolantes; duros e quebradiços.

Semi-metais: Limite entre metais e não-metais. São eles Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Arsênio

(As), Antimônio (Sb), Telúrio (Te) e Po (Polônio).

Gases nobres: Estáveis (não se ligam a outros átomos). Coluna 8A.

Elementos diatômicos (E2): H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.

Estado físico: À temperatura ambiente (25ºC, 1 atm). Gasosos: H, N, O, F, Cl e Gases Nobres. Líquidos:

Hg e Br. Sólidos: os demais

Propriedades periódicas

Raio Atômico: Distância entre o núcleo e o elétron mais externo, ou seja, é a metade da distância

internuclear mínima. Fator determinante número de camadas, o raio aumenta quando aumenta o período.

Obs.: Elementos com o mesmo número de camadas (mesmo período). Raio é inversamente proporcional

ao número atômico. Num grupo, o raio aumenta de cima para baixo;

Num mesmo período, o raio aumenta da direita para a esquerda.

Eletropositividade: Tendência em perder elétrons (caráter metálico). "Eletropositividade e raio são

diretamente proporcionais.".

Num grupo, a eletropositividade aumenta de cima para baixo;

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Num mesmo período, a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda.

Eletronegatividade: Tendência em atrair elétrons. "Eletronegatividade é inversamente proporcional ao

raio."

Num grupo, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima;

Num mesmo período, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita.

Eletroafinidade: Energia liberada pelo átomo ao receber um elétron. "Diretamente proporcional a

eletronegatividade."

Num grupo, a eletroafinidade aumenta de baixo para cima;

Num mesmo período, a eletroafinidade aumenta da esquerda para a direita.

Potencial de ionização: Energia necessária para retirar um elétron do átomo no estado gasoso.

"Inversamente proporcional ao raio."Expressa em elétron-volt (eV).

Num grupo, a energia de ionização aumenta de baixo para cima;

Num mesmo período, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita.

As maiores energias são dos gases nobres.

Densidade: Dada pela relação entre a massa (m) e o volume (V) ocupado.

Num mesmo grupo a densidade aumenta de cima para baixo;

Num mesmo período a densidade aumenta das extremidades para o centro;

Pontos de Fusão e Ebulição (PE e PF)

Num mesmo grupo o PE e o PF aumentam de cima para baixo, exceto em metais alcalinos e alcalino-

terrosos, cujos PE e Pf aumentam de baixo para cima;

Num mesmo período os PE e PF aumentam das extremidades para o centro.

Obs.: Estado físico dos elementos em condições ambientes (25°C e 1atm)

Gases: hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro e gases nobres;

Líquidos: mercúrio e bromo;

Sólidos: todos os demais.

Volume atômico: Se refere ao volume ocupado por 6,02x1023 átomos de algum elemento, e pode ser

calculado a partir da relação desse número de átomos com a respectiva densidade da porção da amostra.

Numa mesma família o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico, enquanto que nos

períodos o volume atômico cresce do centro para os extremos da tabela periódica.

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Veja a tabela periódica no portal: www.ser.com.br

Elementos representativos

Propriedades semelhantes (elementos do mesmo grupo) Subnível mais energético: s ou p Extremidades da tabela periódica.

Elementos de transição

Propriedades transitórias entre os representativos da direita e da esquerda da tabela Subnível mais energético: d Centro da tabela periódica.

Elementos de transição

interna

Subnível mais energético: f Estão deslocados da tabela. Lantanídeos: iniciam com o Lantânio. São sólidos prateados, bastante reativos. Actinídeos: iniciam com o Actínio. São radioativos.

Classificação dos Elementos