Tabela Periódica
Prof. Jair Alberto
O início...

O que os Químicos queriam?

Organizar os elementos químicos de maneira que suas
semelhanças, diferenças e tendências se tornassem mais
evidentes.

Um dos recursos mais usados em Química para atingir essa
finalidade é a tabela periódica. As primeiras tabelas foram
propostas no início do século XIX; porém apresentavam mais
erros do que acertos.
Johann W. Dobereiner (1829)
(O Primeiro Modelo de Tabela Periódica)
Cálcio
Estrôncio
40
88 >>> (40 + 137)/2 = 88,5
1817 - Lei das tríades de Döbereiner
Bário
137

A massa atômica do elemento central da
tríade era a média das massas atômicas
do primeiro e terceiro membro.

Muitos dos metais não podiam ser
agrupados em tríades.

Os elementos cloro, bromo e iodo eram
uma tríade, lítio, sódio e potássio
formavam outra.
Germain Henry Ivanovitch Hess (1849)
(O Segundo Modelo de Tabela Periódica)

Iodo
Bromo
Cloro
Flúor
Telúrio Carbono Nitrogênio
Selênio Boro
Fósforo
Enxofre Silício
Arsênio
Oxigênio
O cientista sueco publicou no
seu manual Fundamentos da
Química Pura uma classificação
de quatro grupos de elementos
(não-metais) com propriedades
químicas semelhantes (tabela
ao lado).
Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862)
(O Terceiro Modelo de Tabela Periódica)

O químico e geólogo francês
propôs um sistema
denominado “parafuso
telúrico.”

colocou 16 elementos em
ordem crescente de massa
atômica, de modo a posicionar
os elementos com
propriedades semelhantes um
por baixo do outro na geratriz
do cilindro.
John A.R. Newlands (1864)
(O Quarto Modelo de Tabela Periódica)

Sugeriu que os elementos,
poderiam ser arranjados num
modelo periódico de oitavas, na
ordem crescente de suas massas
atômicas.

Colocou o elemento lítio, sódio
e potássio juntos.

A idéia de Newlands foi
ridicularizada pela analogia com
os sete intervalos da escala
musical.
Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1869)
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de
química inorgânica, organizou os elementos
na forma da tabela periódica atual.
Foi proposta por Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) que
organizada os elementos em linhas verticais, os grupos ou famílias.
O PRINCÍPIO.....
Dos atuais 122 elementos químicos conhecidos,cerca de
60 já haviam sido isolados e estudados em 1869,quando o
químico russo Dmitri Mendeleyev se destacou na
organização metódica desses elementos.
A tabela periódica de Mendeleyev.: Os espaços marcados
representam elementos que Mendeleyev deduziu existirem mas
que ainda não haviam sido descobertos àquela época.

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.
A solução foi encontrada quando ele dispôs os
cartões em ordem crescente da massa atômica.

A tabela periódica de Mendeleyev exibia
semelhanças numa rede de relações vertical,
horizontal e diagonal.

Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por
este trabalho.
PERÍODOS
São as LINHAS HORIZONTAIS da tabela periódica
1º Período
2º Período
3º Período
4º Período
5º Período
6º Período
7º Período
6º Período
Série dos Lantanídios
7º Período
Série dos Actinídios
Na tabela atual, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de
número atômico, originando na horizontal os períodos, e na vertical (em coluna), as
famílias ou grupos.
Família (ou grupo)
1º período (ou série)
2º período (ou série)
3º período (ou série)
4º período (ou série)
5º período (ou série)
6º período (ou série)
7º período (ou série)
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Organização da Tabela Periódica
Famílias ou grupos
•A tabela atual é constituída por 18 famílias. Cada uma delas agrupa
elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de
apresentarem a mesma configuração eletrônica na camada de valência.
2
1
3 Li 1s 2s
Na - 1s 2s 2 p 3s
2
11
2
6
1
Família IA = todos os elementos apresentam
1 elétron na camada de valência.
•Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as
famílias ou grupos. A mais comum é indicar cada
família por um algarismo romano, seguido de letras A
e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B
indicam a posição do elétron mais energético nos
subníveis.
•No final da década passada, a IUPAC propôs outra
maneira: as famílias seriam indicadas por algarismos
arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B.
Os elementos que
constituem essas famílias
são denominados
elementos
representativos, e seus
elétrons mais energéticos
estão situados em subníveis
s ou p.
Nas famílias A, o número da
família indica a quantidade
de elétrons na camada de
valência . Elas recebem
ainda nomes
característicos.
Família
ou
grupo
Nº de
elétrons
na camada
de
valência
IA
1
Distribuição
eletrônica da
camada de
valência
ns¹
Nome
Metais alcalinos
ns²
Metais alcalinos
terrosos
IIA
2
IIIA
3
ns² np¹
Família do boro
IVA
4
ns² np²
Família do
carbono
VA
5
ns² np³
Família do
nitrogênio
VIA
6
ns² np4
Calcogênios
VIIA
7
ns² np5
Halogênios
ns² np6
Gases nobres
VIIIA
ou
O
8
Localização dos elementos nas Famílias B
Os elementos dessas famílias são denominados genericamente
elementos de transição.
Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até
IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais energético em
subníveis d.
IIIB
d
1
IVB
d
2
VB
d
VIB
3
d
4
VIIB
d
5
VIIIB
d
6
d
7
d
Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26
1s²2s²2p63s²3p64s²3d6
Período: 4º
Família: 8B
8
IB
IIB
9
10
d
d
Localização dos elementos nas Famílias A
A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico
permite que determinemos sua localização na tabela.
Exemplo: Sódio(Na) – Z = 11
1s²2s²2p63s¹
Período: 3º
Família: 1A – Metais Alcalinos
O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo elétron mais
energético dos elementos da tabela periódica.
Metais, (semi-metais), ametais e gases
nobres
 Apresentam brilho quando polidos;
 Sob temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido,
a única exceção é o mercúrio, um metal líquido;
 São bons condutores de calor e eletricidade;
 São resistentes maleáveis e dúcteis
 Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre, fósforo, carbono) e gasoso
(nitrogênio, oxigênio, flúor); a exceção é o bromo, um não-metal líquido;
 não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de
diamante;
 não conduzem bem o calor a eletricidade, com exceção do carbono sob a
forma de grafite;
Geralmente possuem mais de 4 elétrons na última camada eletrônica, o
que lhes dá tendência a ganhar elétrons, transformando-se em íons
negativos (ânions)
Semimetais são elementos com propriedades intermediárias entre os metais e os
não-metais, estes também chamados de ametais ou metalóides.
Em geral, o semimetal, é sólido, quebradiço e brilhante. Funciona como isolante
elétrico à temperatura ambiente, mas torna-se igual aos metais como condutor
elétrico, se aquecido, ou quando se inserem certos elementos nos interstícios de
sua estrutura cristalina.
 Elementos químicos que dificilmente se combinam com outros elementos –
hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio.
 Possuem a última camada eletrônica completa, ou seja, 8 elétrons. A única
exceção é o hélio, que possui uma única camada, a camada K, que está
completa com 2 elétrons.
Apresenta propriedades muito particulares e muito diferentes em relação aos
outros elementos. Por exemplo, tem apenas 1 elétron na camada K (sua única
camada) quando todos os outros elementos têm 2.
Teoria do Octeto
A Teoria do Octeto determina que os átomos dos elementos
ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua
camada de valência com oito elétrons, ou 2, se for a
primeira. Sendo assim, o átomo é considerado estável
quando apresentar 8 elétrons em sua última camada da
eletrosfera.
Na tentativa de atingir a estabilidade sugerida pela
Regra do Octeto, cada elemento precisa ganhar ou
perder (compartilhar) elétrons nas ligações químicas,
como no exemplo a seguir:
Ligação de Sódio (Na) e Cloro (Cl): o átomo de sódio doa um
elétron para o átomo de Cloro.
Em uma visão mais dinâmica, este compartilhamento de
elétrons ficaria assim:
Vamos observar o seguinte:
• O átomo de Sódio doa um elétron para o átomo de
Cloro;
• Forma-se o íon Na+ com oito elétrons na camada de
valência (última camada da eletrosfera);
• O íon de cloro aparece com uma carga negativa (Cl-),
indicando que recebeu um elétron e atingiu a
estabilidade.
• Segundo a Teoria do Octeto, as moléculas ou íons
tendem a ser mais estáveis quando a camada de elétrons
externa de cada um dos seus átomos está preenchida
com a configuração de um gás nobre (oito elétrons). Essa
teoria explica porque os elementos sempre formam
ligações: para atingirem a estabilidade
Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO
é estável e é aplicada principalmente
para os elementos do subgrupo A (representativos)
da tabela periódica
H (Z = 1)
1s1
INSTÁVEL
He (Z = 2)
1s2
ESTÁVEL
F (Z = 9)
1s2 2s2 2p5
INSTÁVEL
Ne (Z = 10)
1s2 2s2 2p6
ESTÁVEL
Na (Z = 11)
1s2 2s2 2p6 3s1
INSTÁVEL
Questão 01
Para cada uma das afirmativas abaixo, julgue
verdadeiro ou falso justificando todos os itens:
I - O elemento químico de número atômico 30 tem 3
elétrons de valência.
II - Na configuração eletrônica do elemento químico com
número atômico 26 há 6 elétrons no subnível 3d.
III – 3s2 3p3 corresponde a configuração eletrônica dos
elétrons de valência do elemento químico de número
atômico 35.
IV - Na configuração eletrônica do elemento químico de
número atômico 21 há 4 níveis energéticos.
Então...
•Os átomos dos elementos do primeiro grupo (grupo dos
metais alcalinos) têm um elétron de valência (isto é, um
elétron no último nível de energia preenchido). Por isso,
têm tendência a formar íons monopositivos.
•Os átomos dos elementos do segundo grupo possuem
dois elétrons de valência, pelo que, originam íons
dipositivos.
•Os átomos dos elementos do grupo 16, apresentam
seis elétrons de valência, pelo que dão origem a íons
dinegativos (íons com duas cargas negativas).
•Os átomos que pertencem ao grupo 17 (família dos
halogéneos) têm sete elétrons de valência, pelo que
originam íons mononegativos.
•Os átomos que pertencem ao grupo 18, denominados
gases raros, são átomos estáveis, apresentam os seus
níveis de energia completamente preenchidos, e por
isso não originam íons. Aparecem na natureza sob a
forma de átomos isolados.
RAIO ATÔMICO
Números de prótons ( número atômico Z ): o átomo
que apresentar o maior número de prótons exerce uma
maior atração sobre os seus elétrons, o que ocasiona
uma diminuição do seu tamanho (atração núcleoelétron).
Raio iônico para íons isoeletrônicos (iguais números de
elétrons), o de menor número atômico será o maior, pois
apresenta menor atração entre o núcleo e os elétrons.
8O
2-
>
19F
>
1+
11Na
>
2+
12Mg
RAIO ATÔMICO
Energia ou Potencial de Ionização
•É a energia necessária para remover um ou mais
elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
•A remoção do primeiro elétron, que é o mais
afastado do núcleo, requer uma quantidade de
energia denominada primeira energia de ionização
(1ª E.I.) e assim sucessivamente.
•De maneira geral podemos relacionar a energia de
ionização com o tamanho do átomo, pois quanto
maior for o raio atômico, mais fácil será remover o
elétron mais afastado (ou externo), visto que a força
de atração núcleo-elétron será menor.
Generalizando: QUANTO MAIOR O TAMANHO DO
ÁTOMO, MENOR SERÁ A PRIMEIRA ENERGIA DE
IONIZAÇÃO.
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
•É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado
gasoso, "captura" um elétron.
•Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua
afinidade eletrônica.
•Essa propriedade não é definida para os gases nobres.
Eletronegatividade
•É a forca de atração exercida sobre os elétrons de uma
ligação.
•A eletronegatividade dos elementos não é uma
grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na
verdade estamos comparando a força de atração
exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação.
Essa força de atração tem uma relação com o RAIO
ATÔMICO.
•Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a
força de atração, pois a distância núcleo-elétron da
ligação é menor. Também não é definida para os gases
nobres.
Eletronegatividade
Eletropositividade ou caráter metálico
Eletropositividade é a capacidade de um átomo perder
elétrons, originando cátions.
Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois
uma de suas características é a grande capacidade de
perder elétrons.
Entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade, há uma
relação genérica, uma vez que quanto maior o tamanho do
átomo, menor a atração núcleo-elétron e, portanto, maior a
sua facilidade em perder elétrons. Também não está
definida para os gases nobres.
Eletropositividade
Reatividade
•A reatividade de um elemento químico está associada
à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder
elétrons.
•Assim, os elementos mais reativos serão tantos os
metais que perdem elétrons com maior facilidade,
quanto os ametais que ganham elétrons com maior
facilidade.
Reatividade
Pela figura podemos observar que:
a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)
b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).
Densidade
Num período:
A densidade cresce das extremidades para o centro
Numa família:
A densidade cresce de cima para baixo.
Assim, os elementos de maior densidade estão
situados na parte central e inferior da tabela.
Densidade
Esquematicamente, podemos representar por:
Ponto de fusão (PF) e
Ponto de ebulição (PE)
•PONTO DE FUSÃO - É temperatura na qual uma substância
passa do estado sólido para o estado líquido.
•PONTO DE EBULIÇÃO - É temperatura na qual uma
substância passa do estado líquido para o estado gasoso.
•Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos),
IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e
ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da
tabela. De modo inverso, nas demais famílias, os elementos
com maiores PF e PE estão situados na parte inferior.
Ponto de fusão (PF) e
Ponto de ebulição (PE)

Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE crescem da
extremidades para o centro da tabela.
Esquematicamente podemos representar por:
Volume atômica

Varia com o aumento do número atômico;