Breve História da Tabela Periódica
Marília Peres e Inês Bruno
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Breve História da Tabela Periódica
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Breve História da Tabela Periódica
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Consulta: http://www.ptable.com/
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Período
Os elementos estão colocados horizontalmente, em sequência numérica,
de acordo com seus números atómicos;
Sete linhas horizontais - PERÍODOS
PERÍODOS.
Cada período, à excepção do primeiro, começa com um metal e
termina com um gás nobre.
N.º do PERÍODO = valor do n.º quântico principal das orbitais de valência.
valência
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Grupo
→ São formados por linhas verticais;
→ Os elementos de cada coluna – grupo - possuem igual número de
electrões de valência, responsáveis pela semelhança de propriedades
químicas que esses elementos apresentam;
→ Os elementos do mesmo grupo constituem uma “família” .
→ O hidrogénio, atendendo às suas características, não pertence a
nenhum grupo)
N.º do GRUPO = n.º de electrões de valência
Excepções: He e os elementos que pertencem ao 2º e 3º períodos com
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orbitais de valência do tipo p → n.º grupo = n.º de electrões de valência + 10
GRUPO 1 ‐ METAIS ALCALINOS
→ o sódio e o potássio aparecem com abundância na Natureza; →o
o lítio, o rubídio e o césio são mais raros; t o, o ub d o e o cés o são a s a os;
→ configuração electrónica da camada de valência:
ns1
Propriedades Físicas:
◊
sólidos à temperatura ambiente;
◊ moles e maleáveis;
◊ excelentes condutores do calor e da electricidade.
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GRUPO 1 ‐ METAIS ALCALINOS
Propriedades Químicas:
◊ não se encontram livres na natureza devido à sua
extrema reactividade;
◊ Expostos ao ar oxidam‐se rapidamente
(só as
superfícies recém‐formadas apresentam brilho
metálico);
◊ Têm que se guardar ao abrigo do ar, em petróleo ou
tolueno ou numa atmosfera inerte;
◊ reagem com a água formando hidróxidos – MOH.
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GRUPO 2
METAIS ALCALINOALCALINO-TERROSOS
→
.
configuração electrónica da camada de valência:
ns2
Propriedades Físicas:
◊ sólidos à temperatura ambiente;
◊ moles e maleáveis mas menos que os elementos do grupo 1;
◊ excelentes condutores do calor e da electricidade.
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GRUPO 2
METAIS ALCALINOALCALINO-TERROSOS
Propriedades Químicas:
◊ Não
se encontram livres na natureza devido à sua extrema
reactividade (inferior à dos elementos do grupo 1);
◊ Expostos ao ar oxidam‐se rapidamente (só as superfícies
recém‐formadas apresentam brilho metálico);
◊ reagem com a água formando hidróxidos – M(OH)2 .
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Metais de Transição
(grupo 3 ao 12)
A parte central da tabela periódica, é uma ponte entre os elementos
do bloco s (grupos 1 e 2) e os elementos do bloco p (grupos 13 ao
18).
Os elementos
preenchem o subnível d "elementos do bloco d ";;
Todos estes elementos preenchem o subnível f - "elementos do bloco f “.
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Metalóides ou Semi
Semi--Metais
→
separa os elementos à direita em não‐metálicos, e à esquerda em
metálicos;
→ apresentam propriedades de metais e de não‐metais.
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Grupo 13 - Família do Boro
configuração electrónica ns2 np1
da camada de valência
G
Grupo
14 - Família
F
íli do
d Carbono
C b
configuração electrónica ns2 np2
da camada de valência
Grupo 15 - Família do Azoto
g ç
configuração electrónica ns2 np
p3
da camada de valência
Grupo 16 - Família do Oxigénio
configuração electrónica da camada de valência
ns2 np4
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GRUPO 17 ‐
GRUPO 17 ‐ HALOGÉNEOS
‐ São
designados por halogéneos, nome que significa geradores de
sais;
ns2 np5
‐ configuração
fi
ã electrónica
l t ó i de
d valência:
lê i
Propriedades Químicas:
→ Dotados de grande reactividade química (reagem com os
elementos do ggrupo
p 1 formando sais chamados halogenetos;
g
;
Não existem livres na Natureza (tendem a formar moléculas
diatómicas).
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GRUPO 18 ‐
GRUPO 18 ‐ GASES RAROS
→ Existem
na atmosfera, como gases não combinados
(os átomos encontram‐se
encontram se isolados,
isolados sem se ligarem uns aos
outros);
→ Têm a camada externa totalmente preenchida de electrões, o que os torna elementos quimicamente inertes;
→ configuração electrónica
de valência:ns2 np6.
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CAUSAS DA VARIAÇÃO PERIÓDICA DAS PROPRIEDADES
ELEMENTOS AO LONGO DA TABELA PERIÓDICA:
DOS
 Efeito do aumento do número quântico principal (n), das orbitais
de valência;
(os electrões de valência são mais energéticos, ficam mais afastados do núcleo e menos atraídos por este)
 Efeito do aumento da carga nuclear;
nuclear
(os electrões sofrem um aumento da atracção por parte do núcleo
(os electrões sofrem um aumento da atracção por parte do núcleo, conduzindo à contracção da nuvem electrónica)
 Efeito do aumento do número de electrões;
(há uma maior repulsão entre os electrões conduzindo à expansão da nuvem electrónica)
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Ao longo do grupo aumenta o número quântico
principal, a carga nuclear e o número de electrões, mas
o efeito predominante é, em geral, o aumento do
número quântico principal
principal.
Ao longo do período aumenta a carga nuclear e o
número
ú
de electrões,
õ
mas o efeito predominante é,
é
em geral, o aumento da carga nuclear
nuclear.
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RAIO ATÓMICO
Elemento metálico - o raio atómico é metade da
distância média entre os dois núcleos de dois átomos
metálicos adjacentes.
Elemento não - metálico - o raio atómico é designado
como raio covalente do elemento e é metade da distância
média entre os núcleos dos dois átomos ligados por uma
ligação covalente.
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Variação do raio atómico AO longo do
grupo
Aumenta o número quântico principal
Os electrões de valência ocupam níveis de energia p
g
sucessivamente superiores
Existe um maior afastamento dos electrões de valência ao núcleo
Aumento da nuvem electrónica
Aumento da nuvem electrónica
Maior tamanho do átomo. O raio atómico aumenta ao longo do grupo.
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Variação do raio atómico ao longo do
período
Os elementos apresentam igual n.º de níveis de energia ocupados
A carga nuclear e o n.º de electrões de valência aumenta à medida que aumenta o n.º atómico
à
did
ó i
(prevalece o efeito do
aumento da carga nuclear)
As forças de atracção núcleo – electrões de valência são mais intensas
Contracção da nuvem electrónica
Menor tamanho do átomo. O raio atómico diminui ao longo do período.
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O raio atómic
co aumenta ao longo do
grupo
VARIAÇÃO DO RAIO ATÓMICO
O raio atómico diminui ao longo do
período
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VARIAÇÃO
DO
RAIO ATÓMICO
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RELAÇÃO
ENTRE O RAIO ATÓMICO E IÓNICO
Átomos de determinados elementos tendem a transformar‐se em iões,
positivos ou negativos, de modo a atingirem uma estrutura electrónica
estável.
raio atómico < raio do anião
Se o átomo se transforma num anião, capta electrões.
Embora a sua carga nuclear seja a mesma, aumenta o n.º de electrões e, por isso, as
i
repulsões electrão/electrão
lõ
l
ã / l
ã
aumentam também, e
consequentemente verifica‐se uma expansão da nuvem electrónica.
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raio atómico > raio do catião
Se o átomo se transforma num catião há remoção de electrões
de valência. Como o catião tem menos electrões, embora a carga nuclear seja a mesma, as
repulsões electrão/electrão diminuem e a força que o núcleo exerce sobre eles
aumenta, provocando uma contracção da nuvem electrónica.
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RAIO DE ÁTOMOS E IÕES ISOELECTRÓNICOS
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia mínima necessária para remover um
electrão do átomo na fase gasosa e no estado
fundamental.
X+ (g) + e‐
X (g) + energia
A remoção do primeiro electrão, que é o mais afastado do núcleo, requer uma quantidade de energia denominada por
primeira energia de ionização (I1) e, assim, sucessivamente.
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VARIAÇÃO
DA
E
DE IONIZAÇÃO AO LONGO DO PERÍODO
Os elementos apresentam igual n.º de
níveis de energia ocupados
A carga nuclear e o n.º de electrões
de valência aumenta à medida que
aumenta o n.º atómico
(prevalece o efeito do
aumento da carga nuclear)
Aumenta aa força de
Aumenta
força de atracção núcleo
atracção núcleo –
electrões de valência
Aumenta a energia necessária para arrancar o electrão.
A energia de ionização aumenta ao longo do período.
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VARIAÇÃO
DA
ENERGIA
DE IONIZAÇÃO AO LONGO DO
GRUPO
Aumento do número quântico principal
Os electrões de valência ocupam níveis de Os
electrões de valência ocupam níveis de
energia sucessivamente superiores
Aumenta a distância dos electrões de valência ao núcleo
Diminui a força de atracção núcleo –
electrões de valência
Diminui a energia necessária para arrancar o electrão.
A energia de ionização diminui ao longo do grupo.
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VARIAÇÃO DA ENERGIA DE IONIZAÇÃO
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