Propriedades da tabela periódica - Química Inorgânica 1

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Cavalcante, D. U. R. 
Propriedades Da Tabela Periódica 
Raio atômico 
 Pode-se definir o raio atômico como 
a distância entre o núcleo e o último elétron 
do átomo. A carga nuclear efetiva (Zef) 
determina o quão forte o último elétron 
está sendo atraído pelo núcleo. Assim, o 
núcleo que atrair o elétron com mais força 
terá um raio menor (considerando o 
período e o grupo da tabela periódica). 
 Há uma tendência geral, dentro de 
um período o raio atômico diminui da 
esquerda para direita (acompanhando o 
aumento da Zef), e nos grupos o raio 
atômico aumenta à medida que o número 
de camadas aumenta (aumento dos níveis 
de energia). 
 Ocorre um fenômeno de contração, 
chamado de contração do bloco d, que afeta 
alguns elementos do bloco p (Ga, Ge, As, Br 
e Kr). Por exemplo, o raio do Ga é 
ligeiramente maior de o raio do Si. Essa 
contração ocorre devido a presença dos 
orbitais d, na quarta camada, que possuem 
pouco efeito de blindagem contra a Zef que 
vem do núcleo. 
 O raio atômico dos elementos do 
bloco d na terceira linha (6º período) são 
muito semelhantes àqueles da segunda 
linha (5º período), quando se esperaria raios 
significativamente maiores pelo fato de 
possuírem um número muito maior de 
elétrons. Essa redução no tamanho do raio 
é chamada de contração dos lantanídeos. 
Esses elementos da terceira linha do bloco d 
têm orbitais f que estão sendo ocupados e 
possuem pouca capacidade de blindar a 
carga do núcleo (Zef) provocando uma 
contração do raio. 
 
 
 
 
Energia de ionização 
 A energia de ionização (EI) é a 
energia necessária para remover 1 mol de 
elétrons de 1 mol de átomos (ou íons) no 
estado de gasoso. 
A(g) → A+ + 1e- 
 Como é preciso fornecer energia 
para retirada do elétron a energia de 
ionização é sempre positiva. Essa energia 
varia de acordo com a força que o elétron 
está sendo atraída pelo núcleo, quanto maio 
a força de atração, mais é preciso fornecer 
energia para retira-lo. Existem diferentes EI 
de acordo com o número de elétrons que o 
átomo perdeu (sendo que a 1ªEI < 2ª EI < 3ª 
EI), assim, cada vez que um elétron é 
retirado o restante fica cada vez mais preso 
ao núcleo. 
A(g) → A+ + 1e- 1ª EI 
A+
(g) → A2+ + 1e- 2ª EI 
A2+
(g) → A3+ + 1e- 3ª EI até a 
enésima... 
 A EI aumenta em um período da 
esquerda para direita (isso explica o fato de 
os gases nobres terem EI tão altas) e nos 
grupos o valor da EI diminui à medida que 
aumentamos o número de camadas (ou 
descemos nos grupos, quando os elétrons 
se encontrarem mais distantes do núcleo). 
Mas existe algumas exceções, ao se passar 
do grupo 2 para o grupo 13 e do grupo 15 
para o 16 a EI diminui. 
 Analisando primeiro o caso entre o 
Be e o B vemos que a diminuição da EI está 
relacionada com a degenerescência dos 
orbitais 2p. Ao fazer a distribuição desses 
átomos (4Be: 1s2, 2s2; 5B: 1s2, 2s2, 2p1) 
vemos que o B possui um elétron em um 
dos três orbitais p e para mantê-los 
degenerados (com a mesma energia) há um 
 
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custo energético sendo mais favorável a 
saída do elétron, o que diminui a EI. Já o Be 
tem o orbital 2s totalmente preenchido, o 
que o torna mais estável, sendo necessário 
fornecer mais energia para retirar esse 
elétron. 
 O mesmo acontece com a EI do N 
para o O. O N tem três elétrons em cada um 
dos orbitais 2p (1s2, 2s2, 2p3) com grande 
estabilidade e sem gasto energético para 
mantê-los, assim é preciso fornecer mais 
energia para retirada de um desses elétrons. 
Já o O tem quatro elétrons nos orbitais 2p o 
que o torna menos estável devido ao gasto 
energético para manter os orbitais 
degenerados, sendo mais viável a retirada 
desse elétron e explica a diminuição da EI. 
 A configuração eletrônica também 
influência na 1ª, 2ª e 3ª EI. Os elementos do 
1º grupo têm menor EI, os do 2º grupo têm 
a segunda EI menor e os do 3º grupo (grupo 
13) têm terceira menor EI. Isso explica o 
motivo de os metais alcalinos terem a 
tendencia de formarem cátions +1, os 
metais alcalinos terrosos formarem cátions 
+2 e os elementos do grupo 13 formarem 
cátions +3. 
 Ao descer nos grupos da tabela 
periódica tem-se a tendencia de diminuir a 
EI, mas do alumínio para o gálio isso não é 
observado. Isso ocorre devido a presença de 
elétrons nos orbitais d no átomo de gálio. 
Como os orbitais d possuem menos poder 
de blindar a carga de atração que vem do 
núcleo, os elétrons mais externos são mais 
atraídos pelo aumento da Zef e isso faz com 
que seja necessária mais energia para 
retirar esse elétron, aumentando a EI. 
 
 
 
 
 
Afinidade eletrônica 
 A afinidade eletrônica (AE) mede a 
facilidade de um átomo receber um elétron. 
A afinidade eletrônica é a energia envolvida 
na reação de 1 mol de átomos no estado 
gasoso com 1 mol de elétrons: 
M(g) + 1e- → M- (g) 
 A AE é chamada de entalpia de 
ganho de ganho de elétron (∆Hge). Aqui, 
será discutida como o oposto (AE = - ∆Hge). 
O ganho de elétrons pode ser positivo ou 
negativo. 
Valores positivos significam liberação de 
energia ao se ganhar um elétron. Valores 
negativos significa que há absorção de 
energia ao se ganhar um elétron. 
 Três parâmetros influenciam na AE, 
a configuração eletrônica, a Zef e o raio 
atômico. Na configuração eletrônica, para 
orbitais degenerados, haverá um custo 
adicional de energia se a distribuição 
eletrônica não for simétrica. Quanto maior 
for o valor da Zef maior será a atração do 
núcleo pelo elétron que irá entrar e maior o 
valor de AE. Um raio atômico pequeno 
dificultara a entrada de um elétron devido a 
repulsão elétron-elétron, mas um raio 
atômico maior permitirá a entrada do 
elétron com mais facilidade devido a fraca 
repulsão entre os elétrons e um aumento na 
AE. 
 No período, a tendência geral é o 
aumento da AE, mas os grupos 2, 15 e 18 
apresenta algumas exceções. A explicação 
para essas exceções está na quebra de 
simetria dos orbitais degenerados ao se 
adicionar mais um elétron, o que é 
desfavorável energeticamente. 
 Outra exceção é ao descer no grupo 
17, do flúor para o Cloro, se esperaria uma 
diminuição da AE, mas não é isso que 
ocorre. Por mais que a Zef do flúor seja 
maior, ele também apresenta uma repulsão 
entre os elétrons muito maior devido o seu 
 
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pequeno raio. Já o cloro possui um raio 
maior que acomoda melhor mais um 
elétron e esse é o fator determinante no 
aumento da AE. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletronegatividade 
 A eletronegatividade (ꭓ) é a 
propriedade que representa a força de 
atração de um átomo pelos elétrons de uma 
ligação e está relacionada com a EI (não 
perde elétrons com facilidade) e AE (aceita 
elétrons com facilidade). Não existe uma 
medida experimental para à ꭓ, mas tem-se 
definições teóricas como a proposta por 
Mulliken (ꭓ = EI+AE/2), porém a escala de ꭓ 
de Pauling é um pouco mais coerentes. 
 
 
Referências 
RODRIGO. Química Inorgânica. Instituto 
Federal de Educação, Ciência e Tecnologia 
de Rio de Janeiro – Campus Maracanã. Rio 
de Janeiro, 2009. Disponível em:< 
https://www.docsity.com/pt/quimica-
inorganica-apostilas-farmacia-
parte1/300165/>. Acesso em 25 de junho 
de 2024. 
WELLER, M. et al. Química Inorgânica. 6ª 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2017. 
 
 
 
 
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