HISTÓRIA DATABELA PERIÓDICA
• Mendeleev
Vários cientistas procuravam agrupar os átomos de acordo
com algum tipo de semelhança, mas o químico russo Dimitri
Ivanovich Mendeleev foi o primeiro a conseguir enunciar
cientificamente a lei que diz que as propriedades físicas e
químicas dos elementos são em função periódica da massa
atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro
Princípios da Química em 1869, época em que eram
conhecidos apenas cerca de 60 elementos químicos.
ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Na tabela periódica atual, os elementos químicos:
• 1 - estão dispostos em ordem crescente de número
atômico ( z ).
• 2 - originam os períodos na horizontal ( em linhas ).
• 3 – originam as famílias ou grupos na vertical (em
colunas ).
• Grupos são enumerados de IA até VIIA e mais o grupo O
ou VIII A dos gases nobres.
• Região Central  grupos de transição ou grupo B.
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
: Hidrogênio
1 elemento
: Metais
84 elementos
: Ametais
11 elementos
: Semimetais
7 elementos
: Gases nobres
6 elementos
NOMENCLATURA
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•
•
•
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1 ou IA
2 ou IIA
13 ou IIIA
14 ou IVA
15 ou VA
16 ou VIA
17 ou VIIA
18 ou VIIIA
metais alcalinos
metais alcalinos terrosos
família do boro
família do carbono
família do nitrogênio
calcogênios
halogênios
gases nobres
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
• Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São
bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e
dúcteis, possuem brilho metálico característico e são
sólidos, com exceção do mercúrio.
• Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao
contrário dos metais, não são bons condutores de calor e
eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem
brilho como os metais.
• Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua
característica mais importante é a inércia química.
• Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à
parte por ter um comportamento único.
• Semimetais: São todos sólidos em condições ambiente e
apresentam semelhanças entre metais e ametais.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS
• Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número
atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume
valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela
Periódica.
Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia
de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade
• Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade
variam à medida que o número atômico aumenta, mas não
obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em
períodos regulares.
Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico,
índice de refração, dureza e massa atômica
PERÍODOS
Cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova
camada previamente desocupada.
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo
polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito
dos elétrons internos.
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do
núcleo e do número de elétrons mais internos.
• A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta
quando passamos de elemento para elemento do mesmo período da
tabela. O número de elétrons internos permanece o mesmo à medida
que se move no período, mas a carga nuclear aumenta.
• A carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que se desce
no grupo. Porque elétrons internos maiores são mais eficientes em
blindar da carga nuclear os elétrons mais externos.
TAMANHO ATÔMICO
O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
•Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
•Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se
menores.
Existem dois fatores agindo:
1. Número quântico principal, n, e
2. A carga nuclear efetiva, Zef.
RAIO ATÔMICO
Raio Atômico  é definido como a metade da distância entre
os núcleos de dois átomos vizinhos.
O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um
período e cresce de cima para baixo em um grupo.
RAIO ATÔMICO
1. À medida que o número quântico principal aumenta (ex.,
descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao
núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
2. Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons
mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear
aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e
os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio
atômico diminua.
RAIO ATÔMICO
RAIO IÔNICO
Raio Iônico  é a sua parte na distância entre íons vizinhos em
um sólido iônico. A distância entre os centros de um cátion e um
ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.
Todos os cátions são menores que seus átomos geradores,
porque os átomos perdem um ou mais elétrons para formar o
cátion.
RAIO IÔNICO
Raios iônicos  crescem de cima para baixo num grupo e
decrescem da esquerda para a direita em um período.
RAIO IÔNICO
Átomos e íons com o mesmo número de elétrons são
chamados de isoeletrônicos.
Exemplo: Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos, tem a mesma
configuração eletrônica [He] 2s2 2p6.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Energia de Ionização  é a energia necessária para
retirar um elétron de um átomo na fase gasosa.
Primeira Energia de Ionização:
Segunda Energia de Ionização: é a energia necessária
para remover um elétron de um cátion gasoso.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
As energias da primeira ionização crescem, em geral, ao
longo de um período e diminuem ao longo das colunas
dos grupos.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
•Quanto maior a energia de ionização, maior é a
dificuldade para se remover o elétron.
•A tendência ao longo do período se explica pelo
aumento do número atômico.
•A tendência ao longo de um grupo se explica ao
considerarmos que o aumento do tamanho facilita a
remoção de um elétron.
AFINIDADE ELETRÔNICA OU
ELETROAFINIDADE
Afinidade ao Elétron  é a quantidade de energia
envolvida no processo em que um átomo isolado
gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron,
formando um íon negativo.
ELETRONEGATIVIDADE
A força de atração exercida sobre os elétrons
de uma ligação.
H
BCNOF
Cl
Br
I
Fr
ELETRONEGATIVIDADE
ELETRONEGATIVIDADE
Esta força de atração se relaciona com o raio atômico:
quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força
de atração, portanto maior a eletronegatividade.
EXERCÍCIOS
1- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de
tamanho: Mg 2+ ; Ca 2+ e Ca.
2- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raios
atômicos: Na; Be; Mg
3- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S 2- ; S ou O2-?
4- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os seguintes
átomos em ordem crescente de primeira energia de ionização:
Ne; Na; P; Ar; K.