Aula 3: Tabela Periódica
Alan Garcia C. da Silva
Feira de Santana - BA
Como organizar 115 elementos diferentes de forma
que possamos fazer previsões sobre elementos
não descobertos?
TABELA PERIÓDICA
Mendeleev criou uma carta para cada um dos
63 elementos conhecidos. Cada carta continha o
símbolo do elemento, a massa atômica e suas
propriedades químicas e físicas. Colocando as
cartas em uma mesa, organizou-as em ordem
crescente de suas massas atômicas, agrupandoas em elementos de propriedades semelhantes.
Formou-se então a tabela periódica.
 A vantagem da tabela periódica de Mendeleev
sobre as outras, é que esta exibia semelhanças
numa rede de relações vertical, horizontal e
diagonal.
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TABELA PERIÓDICA
Faltaram alguns elementos nesse esquema.
Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que
a posição mais adequada para o As seria
abaixo do P, e não do Si, o que deixou um
elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um
número de propriedades para este elemento.
Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades
do Ge se equiparam bem à previsão de
Mendeleev.
A descoberta do número atômico
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Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley
descobriu que o número de prótons no núcleo
de um determinado átomo era sempre o
mesmo.
Moseley usou essa idéia para o número
atômico de cada átomo. Quando os átomos
foram arranjados de acordo com o aumento do
número atômico, os problemas existentes na
tabela de Mendeleyev desapareceram.
Devido ao trabalho de Moseley, a tabela
periódica moderna está baseada no número
atômico dos elementos.
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A última maior troca na tabela, resultou do
trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50.
A partir da descoberta do plutônio em 1940,
Seaborg descobriu todos os elementos
transurânicos (do número atômico 94 até 102).
Reconfigurou a tabela periódica colocando a
série dos actnídeos abaixo da série dos
lantanídeos.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em
química, pelo seu trabalho.
O elemento 106 tabela periódica é chamado
seabórgio (Sg), em sua homenagem.
A cada elemento é atribuído um símbolo  Consiste de uma ou
duas letras derivadas do nome latino ou inglês do elemento.

O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica,
usados atualmente, são recomendados pela União
Internacional de química Pura e Aplicada (IUPAC).
A numeração é feita em algarismos arábicos
de 1 a 18, começando a numeração da
esquerda para a direita, sendo o grupo:
 1, o do hidrogênio e dos metais alcalinos ;
 2, dos metais alcalino-terrosos;
 13, dos elementos representativos da família
do Boro (B);
 14, da família do Carbono (C);
 15, da família do Nitrogênio (N).
 16, da família dos calcogênios;
 17, da família dos halogênios e
 18, o dos gases nobres .

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
Os elementos dos grupos A são chamados
representativos.
Os metais das famílias B são chamados METAIS DE
TRANSIÇÃO, sendo:
Os Lantanídeos e Actnídeos, os metais de transição
interna.
Os demais, metais de transição externa.
Oficialmente, são conhecidos hoje 115 elementos
químicos, dos quais 88 são naturais (encontrados na
natureza) e 27 artificiais (produzidos em laboratório);
estes últimos podem ser classificados em:
cisurânicos — apresentam número atômico inferior a
92, do elemento urânio, e são os seguintes: tecnécio
(Tc), astato (At), frâncio (Fr), promécio (Pm);
transurânicos — apresentam número atômico superior
a 92 e são atualmente em número de 23.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E POSIÇÃO
NA TABELA PERIÓDICA
Ordem crescente de energia nos subníveis
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
SUBNÍVEIS DE ENERGIA
Carga nuclear efetiva
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
 As
propriedades periódicas são aquelas que,
à medida que o número atômico aumenta,
assumem
valores
crescentes
ou
decrescentes em cada período, ou seja,
repetem-se periodicamente.
 Exemplo: o número de elétrons na camada
de valência.
 Outros exemplos: raio atômico, afinidade
eletrônica, potencial de ionização, densidade,
pontos
de
fusão
e
ebulição,
eletronegatividade, entre outras.
Raio atômico: o tamanho do átomo
O tamanho do átomo é
uma característica difícil
de ser determinada, pois a
eletrosfera de um átomo
não tem fronteira definida.
De maneira geral, para comparar o tamanho dos
átomos, devemos levar em conta dois fatores:
Raio atômico: o tamanho do átomo
Caso os átomos comparados apresentem o
mesmo número de níveis (camadas), devemos
usar outro critério:
Como você explica o decréscimo moderado do
raio atômico, observado no quarto, quinto e sexto
períodos?
Efeito de blindagem  Força de atração entre a
carga do núcleo e os elétrons das camadas mais
externas sofrerem um enfraquecimento devido à
presença dos elétrons das camadas mais internas.
Tendência dos tamanhos dos íons
•Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são
menores do que os átomos que lhes dão origem.
•Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e
são maiores do que os átomos que lhe dão origem.
cátion < neutro < ânion
Tendência dos tamanhos dos íons
E para espécies isoeletrônicas, o raio é igual???
2+
Ca
12
+1
Na
11
10Ne
F
9
ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Ao retirarmos o primeiro elétron de um
átomo, ocorre uma diminuição do raio.
Por esse motivo, a energia necessária
para retirar o segundo elétron é maior.
Variações nas energias de
ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando
um elétron mais interno é removido.
ELETROAFINIDADE
ELETRONEGATIVIDADE
Considerações finais