Tabela periódica

1. Tabela Periódica
Marilena Meira

2. Contribuição de vários cientistas
J.L.Meyer
Henry Moseley
ANTOINE LAVOISIER
(1743-1794)
A.B.Chancourtois
( 1820-1886)
J.L.Meyer ( 1830-1895)
J.W.Döbereiner
(1780-1849)
J.A.R.Newlands
(1837-1898)
Dimitri Mendeleyev
(1834-1907)
Glenn Seaborg
(1912 – 1999)

3. ANTOINE LAVOISIER
•Publicou em 1789 o “Tratado elementar da
química”;
•
Classificou os elementos como
•
Classificou os elementos como
metais, gases, ácidos e elementos terrosos.
Classificou a luz e o calor como gases.
•Construiu uma tabela com 32 elementos;

4. J. W. -DOBEREINER
•1829
•Tríades:
•Cloro, bromo, iodo
•
Lítio, sódio, potássio
•
Lítio, sódio, potássio
•Cálcio, estrôncio, bário

5. •1862 –Parafuso telúrico
A. BEGUYEN DE
CHANCOURTOIS

6. JONH NEWLANDS
•1866
•“Lei das oitavas”
•Acada oito elementos
observa
-
se uma
observa
-
se uma
repetição das
propriedades químicas
do primeiro elemento
considerado.

7. DIMITRI MENDELEEV E LOTHAR
MEYER
•1869 -trabalhando
independentemente.
•Lei periódica: As
propriedades dos propriedades dos elementos químicos
variam periodicamente
com suas massas
atômicas.

8. Tabela de Mendeleev

9. Moseley
•1913 –Moseley
•Lei periódica: As
propriedades dos
elementos químicos elementos químicos variam periodicamente
em função dos seus
números atômicos.

10. Seaborg
•Glenn Seaborg (1951)
•Seaborg descobriu
todos os elementos
transurânicos(do
número atômico 94 até número atômico 94 até 102).
•Reconfiguroua tabela
periódica colocando a
série dos actnídeos
abaixo da série dos
lantanídeos.

11. Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as 
famílias ou grupos. 
A mais antiga em que a família é identificada por um 
algarismo romano, seguido de letras A e B, por 
exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam 
Tabela periódica atual
exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam  respectivamente elementos representativos e de 
transição.
A IUPAC propôs  que as famílias seriam indicadas por 
algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras 
A e B.

14. 1º período 2º período
3º período
4º período
5º período
6º período
Tabela atual: 7 períodos e 18 grupos
1
2
3
45 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
7º período
Série dos
Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Num grupo (famílias) os elementos apresentam propri edades
químicas semelhantes.

15. Forma longa da tabela periódica

16. Tabela atual: blocos s, p, d, f s
d
p
s
d
p
f

17. Tabela periódica e configuração eletrônica
Fe
26Fe –1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6

18. A distribuição eletrônica de um dado
elemento químico permite que
determinemos sua localização na
tabela
.
Localização dos elementos na
tabela periódica tabela
Exemplo:
Sódio(Na) – Z = 11
1s²2s²2p 
6
3s¹
Período: 3º
Grupo 1 – Metais Alcalinos

19. Possuem seu elétron mais energético em subníveis d. 3 4 5 6         7 8         9       10 11 12
1
d
2
d
3
d
4
d
5
d
6
d
7
d
8
d
9
d
10
d
Localização dos elementos na
tabela periódica
Exemplo: Ferro (Fe)  /  Z = 26
1s²2s²2p
6
3s²3p
6
4s²3d
6
Período: 4º
Grupo 8

20. Para os elementos representativos
•O algarismo das unidades do
grupo a que o elemento
pertence corresponde ao
número de elétrons na camada
de valência:
•
Elementos do grupo 1: tem 1
•
Elementos do grupo 1: tem 1 elétron na camada de valência.
•Elementos do grupo 2: tem 2
elétrons na camada de valência.
•Elementos do grupo 13: tem 3
elétrons na camada de valência.
•Elementos do grupo 14: tem 4
elétrons na camada de valência.

21. Elementos
representativos
Família
ou
grupo
Nº de
elétrons
na camada
de
valência
Distribuição
eletrônica da
camada de
valência
Nome
11ns¹Metais alcalinos
22
ns²Metais alcalinos
terrosos
133ns² np¹Família do boro
144ns² np²Família do
carbono
155ns² np³Família do
nitrogênio
166ns² np4Calcogênios
177ns² np5Halogênios
18
8
ns² np6Gases nobres

22. Para qualquer elemento
representativo ou não
• O número do período em que o elemento se
encontra corresponde ao número de camadas
eletrônicas.
•
Elementos do 1º período: 1 camada eletrônica.
•
Elementos do 1º período: 1 camada eletrônica.
• Elementos do 2º período: 2 camadas eletrônicas.
• Elementos do 3º período: 3 camadas eletrônicas.
• Elementos do 4º período: 4 camadas eletrônicas.

23. Elementos representativos: Bloco s
•Grupo 1: H e Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, F r)
•Grupo 2: Metais alcalinos terrosos (Be, Mg, Ca, Sr,
Ba, Ra).
•
Possuem o elétron mais energético no
subnível
s.
•
Possuem o elétron mais energético no
subnível
s.
•Configuração eletrônica da camada de valência:
•Grupo 1: ns
1
•Grupo 2: ns
2

24. Elementos representativos: Bloco p
•Grupos 13 a 18
•Elétron mais energético no subnívelp.
•Configuração eletrônica da camada de valência:
•Grupo 13: ns
2
np
1
•
Grupo 14: ns
2
np
2
•
Grupo 14: ns
2
np
2
•Grupo 15: ns
2
np
3
•Grupo 16: ns
2
np
4
•Grupo 17: ns
2
np
5
•Grupo 18: ns
2
np
6

25. Blocos d e f: Elementos
de transição
•Constituem os elementos dos grupos 3 a 12:
•Bloco d: Transição externa: Elétron mais energético n o
subníveld (penúltima camada)
•
28Ni –1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
8
•Bloco f: Transição interna: Elétron mais energético n o
subnívelf (antepenúltima camada)
•
57La –1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
1

26. Hidrogênio
•Apresentapropriedadesmuitoparticulares
e muito diferentes em relação aos outros
elementos.
•
Tem
apenas
1
elétron
na
camada
K
(sua
•
Tem
apenas
1
elétron
na
camada
K
(sua
únicacamada).

27. Metais
sApresentam brilho quando polidos;
sSob temperatura ambiente, apresentam-
se no estado sólido, a única exceção é o 
mercúrio, um metal líquido; mercúrio, um metal líquido;
sSão bons condutores de calor e 
eletricidade;
sSão resistentes maleáveis e dúcteis 

28. Metais alcalinos
•1 elétron de valência => formam facilmente
cátions monopositivos(Li
+
, Na
+
, K
+
, …)
•A reatividade química, a estabilidade dos
cátions e o caráter metálico aumentam ao cátions e o caráter metálico aumentam ao longo do grupo.
•Por serem muito reativos não se encontram
isolados,mas combinados,principalmente na
forma de silicatos,carbonatos e sulfatos;

29. Metais alcalinos terrosos
•2 elétron de valência => formam facilmente
cátions dipositivos(Ca
+2
, Ba
+2
, Mg
+2
, …)
•A reatividade química, a estabilidade dos
cátions e o caráter metálico aumentam ao cátions e o caráter metálico aumentam ao longo do grupo.

30. Ametais
• Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre,
fósforo, carbono), líquido (bromo) e gasoso
(nitrogênio, oxigênio, flúor).
• Não apresentam brilho, são exceções o iodo e o
carbono sob a forma de diamante; carbono sob a forma de diamante;
• Não conduzem bem o calor e a eletricidade, com
exceção do carbono sob a forma de grafite;
• Possuem mais de 4 elétrons na última camada
eletrônica, o que lhes dá tendência a ganhar
elétrons, transformando-se em ânions.

31. Metalóides ou Semi-Metais
•separa os elementos à direita em
não-metálicose à esquerda em metálicos;
•apresentam propriedades de metais e de
não-metais
.
não-metais
.

32. Halogênios
•Grupo 17.
•Os seus átomos têm sete elétrons de valência.
•Facilmente transformam-se em ânions
mononegativos
.
mononegativos
.
•O caráter não metálico, reatividade e estabilidade
do ânion diminui ao longo do grupo.
•A configuração eletrônica dos íons resultantes é
muito estável sendo igual à dos gás nobres do
mesmo período.

33. Gases nobres
•Grupo 18 da Tabela Periódica.
•Possuem o último nível de
energia completamente
preenchido:
•Oito elétrons de valência, à
exceção do hélio que tem
apenas dois (camada K). apenas dois (camada K).
•Quimicamente inertes. Mas
podem fazer ligações apesar
da estabilidade (em condições
especiais);
•Último nível completo =>
grande estabilidade química.

34. Elementos cisurânicose transurânicos
•Chamam-se cisurânicosos elementos
artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato
(At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm)
•
Chamam
-
se
transurânicos
os
elementos
•
Chamam
-
se
transurânicos
os
elementos
artificiais de Z maior que 92: são todos
artificiais;
•Elementos radioativos: Do bismuto (
83Bi) em
diante, todos os elementos conhecidos são
naturalmenteradioativos.

35. PROPRIEDADES PERIÓDICAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS
•São aquelas que, à medida que o número
atômico aumenta, assumem valores
crescentes
ou
decrescentes
em
cada
crescentes
ou
decrescentes
em
cada
período, ou seja, repetem-se
periodicamente.

36. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
•Raio Atômico
•Energia de Ionização
•Afinidade Eletrônica
•Eletronegatividade
•Eletropositividade
•Reatividade
•Propriedades Físicas

37. RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO
•Éadistânciaquevaidonúcleodoátomoatéo
seuelétronmaisexterno.

38. Raio atômico
•Elemento metálico: o raio atômico é metade da distância
média entre os dois núcleos de dois átomos metálico s
adjacentes.
•Elemento não-metálico: o raio atômico é designado como
raio covalente do elemento e é metade da distância média
entre os núcleos dos dois átomos ligados por uma li gação
covalente.

39. Carga nuclear efetiva
• Muitas das propriedades de umátomosão
determinadas pela quantidade de carga positiva sofrida
peloselétronsexteriores deste átomo.
•
Com exceção do
hidrogênio, esta carga positiva é
sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga
•
Com exceção do
hidrogênio, esta carga positiva é
sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza,
ou "blinda", parcialmente a carga positiva do núcleo.
• Os elétrons interiores blindam os exteriores
parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem"
só uma fração da carga nuclear total.

40. Carga nuclear efetiva
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétr on
em um átomo polieletrônico.
• Zef = Z –δ
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo
devido ao efeito dos elétrons internos. devido ao efeito dos elétrons internos.

41. Carga nuclear efetiva

42. Carga nuclear efetiva Z
ef

43. Efeito de blindagem
•Corresponde a uma diminuição da carga
efetiva do núcleo atômico, reduzindo-lhe a
capacidade de ação sobre os elétrons
periféricos, pois os elétrons dos níveis mais periféricos, pois os elétrons dos níveis mais internos exercem como que um efeito de
blindagem em torno do núcleo.
•A blindagem reduz a atração do núcleo pelos
elétrons.

44. Exemplos:

45. Raio atômico
•Àmedidaqueonúmeroquânticoprincipalaumenta(ex.,descemos
em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo
aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. Quanto
maioronúmerodeníveis,maiorseráotamanhodoátomo.
•Ao longo de umperíodo na tabela periódica, o número de elétrons
mais
internos
mantém
-
se
constante
.
Entretanto,
a
carga
nuclear
mais
internos
mantém
-
se
constante
.
Entretanto,
a
carga
nuclear
aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcle o e
oselétronsmaisexternos.
•Maiorcarganuclearfazcomqueoraioatômico diminua.
•O átomo que apresenta maior carga nuclear exercerá uma maior
atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu
tamanho.

46. HeHe
HH
RAIO ATÔMICO
HeHe
HH LiLi
NaNa
KK
RbRb
CsCs
FrFr

48. RAIO ATÔMICO RAIO ATÔMICO
Número de elementos em cada período: 2, 8, 8, 18, 1 8, 32

49. Raio atômico e raio do ânion
•raio atômico < raio do ânion
•Embora a sua carga nuclear seja a mesma, aumenta
o n.º de elétrons e, por isso, as repulsões elétron -
elétron aumentam também, e conseqüentemente elétron aumentam também, e conseqüentemente verifica-seuma expansão da nuvem eletrônica.

50. Raio atômico e raio do cátion
•Se o átomo se transforma num cátion há
remoção de elétrons de valência.
•Como o cátion tem menos elétrons, embora a
carga nuclear seja a mesma, as repulsões carga nuclear seja a mesma, as repulsões elétron-elétron diminuem e a força que o
núcleo exerce sobre eles
aumenta, provocando uma contração da
nuvem eletrônica.

51. Contração dos lantanídeos
•Os orbitais 4f não são muito eficientes ao
exercerem o efeito de blindagem que atenua o
efeito do núcleo sobre os elétrons mais
externos.
•Assim, ao longo da série observa-se uma
diminuição contínua do raio do íon M
3+
, que
varia de 1,061 Å no lantânio a 0,848 Å no
lutécio. Este efeito é denominado "contração
dos lantanídeos".

52. ENERGIA (OU POTENCIAL) DE ENERGIA (OU POTENCIAL) DE
IONIZAÇÃO IONIZAÇÃO
Éaenergianecessáriapararemoverumou
mais elétrons de um átomo isolado no
estado
gasoso
.
estado
gasoso
.
X X
(g) (g) + Energia + Energia → X → X
++
(g) (g) + e+ e
--

53. Quanto menor o tamanho do átomo, maior
será a energia de ionização.

55. Exemplo:
•Mg
(g)+ 7,6 eV → Mg
+
+ 1 e
-
(1ª EI)
•Mg
+
(g)+ 14,9 eV → Mg
2+
+ 1 e
-
(2ª EI)
•Mg
2+
(g)+ 79,7 eV → Mg
3+
+ 1 e
-
(3ª EI) •Assim: EI
1< EI
2 < EI
3 < …..

57. ENERGIA DE IONIZAÇÃO

58. AFINIDADE ELETRÔNICA OU AFINIDADE ELETRÔNICA OU
ELETROAFINIDADE ELETROAFINIDADE
•É a energia liberada quando um átomo
isolado, no estado gasoso, “captura” um
elétron
.
elétron
.
X X
(g) (g) + e+ e
--
→ X → X
--
(g) (g) + + Energia Energia

59. AFINIDADE ELETRÔNICA
FF

60. ELETRONEGATIVIDADE
A
forçadeatração
exercidasobreoselétrons
deumaligação.

61. B C B C
N O F N O F
ClCl BrBr
HH
ELETRONEGATIVIDADE
BrBr
II
FrFr

64. ELETROPOSITIVIDADE
•• CARÁTER METÁLICO: CARÁTER METÁLICO:
é a capacidade de um
átomo perder elétron se tornando um cátion.
• Propriedade periódica associada à reatividade
química. química.

65. ELETROPOSITIVIDADE
FrFr

66. Volume Atômico
•Chama-se VOLUME ATÔMICO de um elemento o volume ocupado por 1mol (6,02 x10²³
átomos) do elemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume de um átomo
mas o volume de um conjunto de átomos, conseqüentemente, no v olume influem não
só o volume individual de cada átomo, como também o espaçamen to existente entre os
átomos.
•.
Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com o número atômico.
•
Num
período,
do
centro
para
à
esquerda
o
volume
atômico
acompanha
o
raio
atômico
;
Num
período,
do
centro
para
à
esquerda
o
volume
atômico
acompanha
o
raio
atômico
;
já do centro para à direita a variação é oposta porque, nos ele mentos aí situados
(principalmente nos não-metais), o “espaçamento” entre osátomos passa a ser
considerável.

67. DENSIDADE DENSIDADE
•Érelaçãoentreamassaeovolumedeuma
amostra:
d=
Massa (g)
Volume (cm
3
)

68. Os Os Os Os
Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,57
g/cm
3
)

69. ALGUNS VALORES:
•d
Na= 0,97 g/cm
3
•d
Mg= 1,74 g/cm
3 •d
Hg= 13,53 g/cm
3
•d
Os= 22, 57 g/cm
3

70. Observação:
•Metais leves (d < 5 g/cm
3
):
Mg, Al, Na, K, Sr, Ba…
•Metaispesados(d > 5 g/cm
3
):
Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os

71. PONTO DE FUSÃO (PF) E PONTO DE EBULIÇÃO
(PE) •PF:temperaturanaqualumasubstânciapassa
doestadosólidoparaoestadolíquido.
•PE:temperaturanaqualumasubstânciapassa
doestadolíquidoparaoestadogasoso.

72. O tungstênio (W) apresenta PF = 3410 °°°°C