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Resumos/Física e Química A/Tabela Periódica
Resumos · Física e Química APT · Secundário

Tabela Periódica

Estuda-se a organização da Tabela Periódica em períodos, grupos e blocos, a relação entre a posição de um elemento e a sua configuração eletrónica, e as propriedades periódicas — raio atómico e energia de ionização — cujas tendências se justificam com a carga nuclear e o número de níveis ocupados. Matéria do 10.º ano, avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções·~10 min de leitura·3 competências·Nível Base 1 · Padrão 2 · Aprofundamento 1

T·0333 / 17
Perfil de exame
Relacionar a posição de um elemento na Tabela Periódica com a sua configuração eletrónicaJustificar as tendências do raio atómico e da energia de ionização ao longo de grupos e períodosPrever o comportamento de metais, não-metais e gases nobres a partir da posição na Tabela
Operadores:localizarelacionajustificaprevêcomparaexplica

nível básico

Localizar elementos na Tabela Periódica e reconhecer metais, não-metais e gases nobres.

nível avançado

Justificar as tendências das propriedades periódicas com base na carga nuclear efetiva e no número de níveis ocupados.

Profundidade

Profundidade de leitura: Aprofundado

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Conteúdo · 4 secções▾
  1. Tabela Periódica
    • 01Organização da Tabela Periódica○
    • 02Configuração eletrónica e posição na Tabela◐
    • 03Propriedades periódicas: raio atómico◐
    • 04Energia de ionização e reatividade●
§ 01

Organização da Tabela Periódica#

●○○BaseLPAE-fisica-e-quimica-a-10-tabela-periodica

Pontos-chave

A Tabela Periódica organiza os elementos por ordem crescente de número atómico «Z», em 7 linhas (períodos) e 18 colunas (grupos). O período indica o número de níveis de energia ocupados; o grupo reúne elementos com a mesma configuração eletrónica de valência e, por isso, propriedades químicas semelhantes. Foi esta regularidade que Mendeleiev sistematizou, deixando espaços para elementos ainda por descobrir.
A Tabela divide-se em blocos, conforme o subnível que está a ser preenchido: bloco «s» (grupos 1 e 2), bloco «p» (grupos 13 a 18), bloco «d» (grupos 3 a 12, os metais de transição) e bloco «f» (lantanídeos e actinídeos). A Fig. 1 resume esta correspondência entre bloco e subnível, que é a chave para relacionar posição e configuração.

Blocos da Tabela Periódica

Blocos e subníveisTabela com 3 colunas e 4 linhas, Dados: Bloco · Subnível a preencher · Grupos; s · n s · 1 e 2; p · n p · 13 a 18; d · (n−1) d · 3 a 12; f · (n−2) f · lantanídeos e actinídeosBLOCOSUBNÍVEL A PREENCHERGRUPOSsn s1 e 2pn p13 a 18d(n−1) d3 a 12f(n−2) flantanídeos e actinídeos
Fig. 1Fig. 1 — Correspondência entre bloco, subnível preenchido e grupos.
Algumas famílias têm nome próprio: grupo 1 (metais alcalinos, muito reativos), grupo 2 (metais alcalinoterrosos), grupo 17 (halogéneos) e grupo 18 (gases nobres, praticamente inertes por terem a última camada completa). A posição na Tabela também separa, em traços largos, metais (à esquerda e centro), não-metais (à direita) e semimetais (na fronteira).
A periodicidade das propriedades resulta da periodicidade das configurações eletrónicas de valência: à medida que «Z» aumenta, a configuração de valência repete-se de período para período (por exemplo, todos os elementos do grupo 1 terminam em «ns¹»). Compreender a Tabela é, assim, compreender a estrutura eletrónica dos átomos aplicada à previsão do comportamento químico.
Exemplo resolvido

Do subnível ao bloco e grupo

Um elemento tem a configuração de valência 4s² 4p³. Indica o bloco, o período e o grupo.

  1. 01Bloco

    O último subnível a preencher é p ⇒ bloco p.

  2. 02Período

    O maior número quântico principal é n = 4 ⇒ período 4.

  3. 03Grupo

    No bloco p, o grupo = 12 + n.º de eletrões de valência = 12 + (2 + 3) = 15.

Resultado: Bloco p, período 4, grupo 15 (arsénio).

Foco no Exame Nacional

  • Associar cada bloco (s, p, d, f) ao subnível que está a ser preenchido.
  • Identificar grupos e períodos e reconhecer as principais famílias de elementos.

Erros frequentes

  • Confundir período (número de níveis ocupados) com grupo (configuração de valência).
  • Esquecer que o bloco d corresponde ao subnível (n−1)d, e não a nd.

Revisão ativa

Indica o bloco, o período e o grupo do elemento cujo átomo tem a configuração eletrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 02

Configuração eletrónica e posição na Tabela#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-10-tabela-periodica

Pontos-chave

A posição de um elemento decorre diretamente da sua configuração eletrónica. O período é dado pelo maior número quântico principal «n» ocupado; o grupo é determinado pelos eletrões de valência e pelo bloco. Nos elementos do bloco «s» e «p», o grupo lê-se a partir do número de eletrões de valência (ver Fig. 2).

Configuração de valência e posição

Configuração e posiçãoTabela com 4 colunas e 4 linhas, Dados: Elemento · Config. de valência · Período · Grupo; Na · 3s¹ · 3 · 1; Mg · 3s² · 3 · 2; S · 3s² 3p⁴ · 3 · 16; Cl · 3s² 3p⁵ · 3 · 17ELEMENTOCONFIG. DE VALÊNCIAPERÍODOGRUPONa3s¹31Mg3s²32S3s² 3p⁴316Cl3s² 3p⁵317
Fig. 2Fig. 2 — A configuração de valência determina o período e o grupo do elemento.
Para os elementos representativos (blocos s e p): no bloco «s», o grupo é igual ao número de eletrões de valência (1 ou 2); no bloco «p», o grupo é «12 + número de eletrões de valência». Assim, «Cl: … 3s² 3p⁵» tem 7 eletrões de valência e pertence ao grupo 17, no período 3.
Inversamente, a partir da posição escreve-se a configuração de valência: um elemento do grupo 2, período 4, termina em «4s²»; um do grupo 16, período 3, termina em «3s² 3p⁴». Esta leitura em ambos os sentidos — da configuração para a posição e da posição para a configuração — é frequentemente pedida no Exame.
Elementos do mesmo grupo têm a mesma configuração de valência (mudando apenas o nível «n»), o que explica a semelhança de propriedades dentro de uma família. É por isto que o lítio, o sódio e o potássio (todos «ns¹») reagem de modo análogo com a água, ainda que com reatividade crescente ao descer no grupo.
Exemplo resolvido

Localizar um elemento pela configuração

Um átomo tem a configuração eletrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. Indica o período, o grupo e o nome do elemento.

  1. 01Período

    Maior n ocupado = 3 ⇒ período 3.

  2. 02Grupo

    Bloco p com 6 eletrões de valência (3s² 3p⁴): grupo = 12 + 6 = 16.

  3. 03Identificar

    Período 3, grupo 16 e Z = 16 ⇒ enxofre (S).

Resultado: Período 3, grupo 16: o elemento é o enxofre.

Foco no Exame Nacional

  • Determinar período e grupo a partir da configuração eletrónica (e vice-versa).
  • Justificar a semelhança de propriedades entre elementos do mesmo grupo.

Erros frequentes

  • No bloco p, esquecer de somar 12 ao número de eletrões de valência para obter o grupo.
  • Determinar o período pelo número de eletrões de valência em vez do maior n ocupado.

Revisão ativa

Um elemento situa-se no período 3, grupo 2. Escreve a sua configuração eletrónica completa e identifica-o.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 03

Propriedades periódicas: raio atómico#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-10-tabela-periodica

Pontos-chave

O raio atómico mede o tamanho do átomo (distância do núcleo à camada de valência). Ao longo de um período, da esquerda para a direita, o raio atómico diminui: o número de níveis ocupados mantém-se, mas a carga nuclear «Z» aumenta, atraindo mais fortemente a nuvem eletrónica e contraindo o átomo (ver Fig. 3). A carga nuclear efetiva sentida pelos eletrões de valência cresce.

Raio atómico ao longo do 3.º período

Raio atómico no 3.º períodoGráfico de linhas: raio atómico (pm), Dados: Raio atómico (pm) · Na: 186; Raio atómico (pm) · Mg: 160; Raio atómico (pm) · Al: 143; Raio atómico (pm) · Si: 117; Raio atómico (pm) · P: 110; Raio atómico (pm) · S: 104; Raio atómico (pm) · Cl: 99050100150NaMgAlSiPSClraio atómico (±)
Fig. 3Fig. 3 — O raio atómico diminui ao longo do período (aumento da carga nuclear a número de níveis constante).
Ao descer num grupo, de cima para baixo, o raio atómico aumenta: cada período acrescenta um novo nível de energia, mais afastado do núcleo, e os eletrões interiores «blindam» a atração nuclear sobre os de valência. O efeito do novo nível domina sobre o aumento da carga nuclear, pelo que o átomo fica maior.
Estas duas tendências combinam-se: os átomos maiores situam-se no canto inferior esquerdo da Tabela (metais alcalinos pesados) e os menores no canto superior direito (excluindo os gases nobres). A Fig. 3 mostra a diminuição do raio ao longo do 3.º período, do sódio ao cloro.
O raio dos iões segue a mesma lógica: um catião é menor do que o átomo neutro (perdeu eletrões e, muitas vezes, um nível inteiro), enquanto um anião é maior (ganhou eletrões, aumentando a repulsão entre eles). Comparar raios é uma competência recorrente, sempre justificada pela relação entre carga nuclear e número de níveis.
Exemplo resolvido

Comparar raios atómicos

Justifica por que o átomo de sódio (Na) é maior do que o de cloro (Cl).

  1. 01Mesmo período

    Na e Cl estão ambos no 3.º período: têm o mesmo número de níveis ocupados (3).

  2. 02Carga nuclear

    Z(Na) = 11 e Z(Cl) = 17: o núcleo do cloro atrai mais fortemente a nuvem eletrónica.

  3. 03Concluir

    A maior carga nuclear do cloro contrai o átomo, pelo que o Na é maior.

Resultado: Na > Cl: a número de níveis igual, a maior carga nuclear do cloro reduz o seu raio.

Foco no Exame Nacional

  • Justificar a variação do raio atómico ao longo de um período e de um grupo.
  • Comparar raios de átomos e iões com base na carga nuclear e no número de níveis ocupados.

Erros frequentes

  • Dizer que o raio aumenta ao longo de um período (diminui, por aumento da carga nuclear).
  • Afirmar que um catião é maior do que o átomo que lhe deu origem (é menor).

Revisão ativa

Ordena por raio atómico crescente os átomos Na, Mg e Cl, justificando com base na carga nuclear.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 04

Energia de ionização e reatividade#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-10-tabela-periodica

Pontos-chave

A 1.ª energia de ionização é a energia necessária para remover o eletrão mais externo de um átomo no estado gasoso. Está intimamente ligada ao raio atómico: quanto mais próximo do núcleo (menor raio) e mais atraído estiver o eletrão de valência, maior a energia de ionização. É, por isso, uma medida da «dificuldade» em o átomo perder eletrões.
Ao longo de um período, a energia de ionização tende a aumentar (o raio diminui e a carga nuclear cresce, prendendo mais o eletrão de valência). Ao descer num grupo, tende a diminuir (o eletrão de valência está num nível mais afastado e mais blindado, sendo mais fácil de remover). A Fig. 4 mostra a tendência crescente ao longo do 3.º período.

1.ª energia de ionização ao longo do 3.º período

Energia de ionização no 3.º períodoGráfico de linhas: energia de ionização (kJ/mol), Dados: 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · Na: 496; 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · Mg: 738; 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · Al: 578; 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · Si: 786; 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · P: 1012; 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · S: 1000; 1.ª energia de ionização (kJ/mol) · Cl: 1251020040060080010001200NaMgAlSiPSClenergia de ionização (kJ/mol)
Fig. 4Fig. 4 — A energia de ionização cresce ao longo do período; note-se as descidas em Al e S.
A tendência ao longo do período não é perfeitamente regular: há pequenas descidas em certos pontos (por exemplo, do «Mg» para o «Al» e do «P» para o «S»), devidas à estrutura dos subníveis — o início do preenchimento de um subnível «p» e a repulsão adicional ao emparelhar eletrões facilitam a remoção. Reconhecer estas irregularidades é sinal de domínio do tema.
A energia de ionização explica a reatividade: os metais alcalinos (baixa energia de ionização) perdem facilmente o eletrão de valência e são muito reativos; os gases nobres (energia de ionização elevada) não tendem a formar iões. Assim, propriedades periódicas e comportamento químico estão diretamente ligados.
Exemplo resolvido

Comparar energias de ionização

Ordena por 1.ª energia de ionização crescente os elementos Na, Mg e Cl (todos do 3.º período) e justifica.

  1. 01Tendência no período

    Ao longo do período, a energia de ionização tende a aumentar com Z (raio menor, maior atração).

  2. 02Aplicar aos elementos

    Z: Na (11) < Mg (12) < Cl (17); logo, em regra, EI(Na) < EI(Mg) < EI(Cl).

  3. 03Confirmar com valores

    496 < 738 < 1251 kJ/mol, confirmando a ordem.

Resultado: Na < Mg < Cl: o cloro, de menor raio e maior carga nuclear, retém mais fortemente o eletrão de valência.

Foco no Exame Nacional

  • Justificar a variação da 1.ª energia de ionização ao longo de períodos e grupos.
  • Relacionar energia de ionização com raio atómico e com a reatividade dos metais e gases nobres.

Erros frequentes

  • Dizer que a energia de ionização diminui ao longo de um período (tende a aumentar).
  • Ignorar as irregularidades (descidas Mg→Al e P→S) e supor uma subida perfeitamente linear.

Revisão ativa

Explica por que a 1.ª energia de ionização do sódio é muito menor do que a do cloro, e relaciona-a com a reatividade de cada elemento.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Conteúdo

Secção -- / 04

    • 01Organização da Tabela Periódica○
    • 02Configuração eletrónica e posição na Tabela◐
    • 03Propriedades periódicas: raio atómico◐
    • 04Energia de ionização e reatividade●

0/4 Lidos

Dos resumos à prática

Tabela Periódica

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Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

  • Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE)

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