História da Tabela Periódica

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Tabela Periódica
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Junho/ 2018
Por que “Tabela Periódica” e não “Tabela dos Elementos Químicos”?
- Porque o principal critério de organização dos elementos foi a periodicidade de uma determinada característica.
Parâmetro de Estudo
Períodos (linhas contínuas)
Século XVIII:
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Tentativas:
-Cores dos elementos;
-Estados Físicos;
-Dureza;
- Brilho;
-Etc.
Histórico
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Histórico
Primeira Tentativa:
Em 1829, pelo químico Alemão Dobereiner:
Organizou os elementos de três em três – Tabela das tríades
Tríades de Dobereiner
	Tríades	Elementos
	1	Lítio – sódio - potássio
	2	Cálcio – estrôncio - bário
	3	Fósforo – arsênio - antimônio
	4	Enxofre – selênio - telúrio
	5	Cloro – bromo - iodo
	6	Ferro – cobalto - níquel
Segunda Tentativa:
Em 1862, pelo químico e geólogo francês Chancortois: Propôs um interessante sistema -	Parafuso Telúrico
Histórico
Distribuição dos elementos na	forma	de um espiral.
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Em cada volta do espiral ele colocou
16 elementos em ordem crescente de massa atômica.
Terceira Tentativa:
Em 1865, pelo químico inglês Newlands:
Colocou os elementos em ordem crescente de massas atômicas em
colunas verticais -	Lei das Oitavas.
Histórico
Para ele, a química estaria em harmonia com a música.
As propriedades se repetiam de 7 em 7, tal qual as notas musicais.
Gerou	muita
contradição, pois dessa forma o Co e o Ni ficavam na mesma coluna.
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Dimitri Ivannovic Mendeleyev
Organizou os elementos segundo a ordem crescente de	massa
atômica:
Dessa maneira, todos o elementos descobertos conseguiam ficar organizados com propriedades semelhantes em colunas e dispostos em série ou níveis de energia:
Histórico
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Histórico
Dimitri Ivannovic Mendeleyev
Fazendo um aumento nessa região, percebemos que as massas do Te e do I não seguem a ordem crescente de massas atômicas.
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A característica que mantém os elementos nas linhas verticais (chamadas de famílias ou grupos) é a quantidade de elétrons na última camada. Dessa forma a posição do Te e do I não podem ser trocadas com o intuito de se resolver o problema das massas estarem decrescente.
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Mendeleyev não conseguiu explicar a ordem invertida das massas dos elementos Iodo e Telúrio.
Foi onde o físico inglês Henry Moseley, a partir de experimentos de raios-X, verificou que a periodicidade das propriedades dos elementos é em função do número atômico e não da massa atômica.
Isso explicava a inversão do Iodo e do Telúrio.
Estrutura da Tabela Periódica
Corresponde também a quantidade de prótons dentro no núcleo.
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Estrutura da Tabela Periódica
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Os níveis podem ser chamados de períodos ou camadas
Estrutura da Tabela Periódica
7 níveis – Correspondem as linhas horizontais K → suporta um máximo de 2é.
L → suporta um máximo de 8é. M → suporta um máximo de 18é. N→ suporta um máximo de 32é.
O→ suporta um máximo de 32é. P→ suporta um máximo de 18é. Q→ suporta um máximo de 8é.
Estrutura da Tabela Periódica
7 níveis – Correspondem as linhas horizontais
Os níveis podem ser chamados de períodos ou camadas
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Estrutura da Tabela Periódica
8 famílias ou grupos – Correspondem as linhas verticais 1A a 8A - conhecidos como Elementos Representativos.
A indicação 1A: diz que todos os elementos possuem 1 elétron na na última camada.
2A: diz que todos os elementos possuem 2 elétrons na na última camada. 3A: diz que todos os elementos possuem 3 elétrons na na última camada. 4A: diz que todos os elementos possuem 4 elétrons na na última camada. 5A: diz que todos os elementos possuem 5 elétrons na na última camada. 6A: diz que todos os elementos possuem 6 elétrons na na última camada.
7A: diz que todos os elementos possuem 7 elétrons na na última camada.
8A: diz que todos os elementos possuem 8 elétrons na na última camada.
A última camada é chamada de camada de Valência (CV) – é a camada mais distante do núcleo.
Estrutura da Tabela Periódica
8 famílias ou grupos – Correspondem as linhas verticais 1A a 8A - conhecidos como Elementos Representativos.
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Estrutura da Tabela Periódica
8 famílias ou grupos – Correspondem as linhas verticais 1A a 8A - conhecidos como elementos representativos.
A FAMÍLIA 1A: recebe o nome de METAIS ALCALINOS;
2A: recebe o nome de METAIS ALCALINOS TERROSOS; 3A: recebe o nome de: FAMÍLIA DO BORO:
4A: recebe o nome de: FAMÍLIA DO CARBONO; 5A: recebe o nome de: FAMÍLIA DO NITROGÊNIO;
6A: recebe o nome de: FAMÍLIA DOS CALCOGÊNIOS ou família do OXIGÊNIO;
7A: recebe o nome de: FAMÍLIA DOS HALOGÊNIOS ou família do FLÚOR;
8A: recebe o nome de : GASES NOBRES.
As famílias recebem nomenclaturas específicas ou recebem o nome do
primeiro elemento da família.
Para as famílias dos elementos representativos, temos:
Bizú dicas!
A – Hoje Li Na Kasa de Rubens, Cartas Francesas
A – Bela Magestosa Casou-se com o Sr Barão Rabugento.
A – Bom, Algum Gato Invadiu o Telhado
A – Comi Siri Gelado Sen Problemas 
5 A – Não Posso Assim Saber Biologia 
6 A – O S Se Te Poloneses
7 A – Flamengo Clube Brasileiro Inteiramente Atolado
A tabela periódica tem atualmente 118 elementos químicos
Linnus Pauling organizou um diagrama que permite dispor em ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA todos os elétrons presentes em um átomo, cátion ou ânion:
Lembrando que os subníveis são:
s=2 P=6 d=10 F=14
K
L
M
N
M
O
P
Exemplos de Distribuição eletrônica
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS – todos terminam com os subníveis “n” e “s”
1H 1s1
4Be 1s2 2s2
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
1s2 2s2 2p6
Exemplos de Distribuição eletrônica Metais de Transição – todos terminam com o subnível “d”.
22Ti
Metais de Transição – todos terminam com o subnível “f”.
59Pr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Níveis
K, L, M...
subnível
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3 
Exemplos de Distribuição eletrônica
Cátions – perdem elétrons sempre da última camada ou camada de valência
20Ca2+
Ânions – os elétrons a serem inseridos devem ser adicionadas seguindo a ordem do diagrama
13Al3+
7N4-
8O2-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
18 elétrons
1s2 2s2 2p6
K L 
1s2 2s2 2p6 
8O3-
1s2 2s2 2p6 3s1 
1s2 2s2 2p6 3s1 
Propriedades Periódicas
- Propriedades que variam de acordo com o número atômico e que se repetem em períodos.





Propriedades Aperiódicas
- Propriedades que variam de acordo com o número atômico, mas que NÃO se repetem em
períodos.
 FAE – Força de Atração eletrostática
Aumento do Raio Atômico
O Frâncio é o que apresenta maior raio atômico.
Li 3P e 3 é
B 5P e 5 é
Raio Iônico
Raio Iônico
11Na+
O raio de um átomo no estado fundamental é sempre diferente do raio do seu respectivo íon.
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Raio Atômico no Estado Fundamental
Na
Camada de Valência ou Camada mais externa
Regra: O raio do cátion sempre é menor do que o raio do seu respectivo átomo no estado fundamental.
Raio Iônico
Raio Iônico
17Cl-
Raio Atômico no Estado Fundamental
17Cl
O raio de um átomo no estado fundamental é sempre diferente do raio do seu respectivo íon.
Camada de Valência ou Camada mais externa
Regra: O raio do ânion sempre é maior do que o raio do seu respectivo átomo no estado fundamental.
Eletronegatividade – É a tendência que um átomo tem de atrair para próximo de si o elétron do outro átomo em uma ligação química.
•
Eletronegatividade
Eletronegatividade
Na molécula de HCl, o Cl tem um maior valor de eletronegatividade, portanto ele tende a puxar para si os elétrons do H.
Na tabela periódica as famílias 6 A e 7 A apresentam os mais altos valores, porém é comum usarmos a seguinte escala para saber quem é mais eletronegativo
Eletronegatividade
Eletronegatividade
Geralmente, resume-se a tabela na seguinte escala:
F	O	N	Cl	Br	I	S	C	P	H
Aumento da eletronegatividade.
Eletropositividade
Mede a tendência de um átomo em perder elétrons: os metais são os mais eletropositivos.
A eletropositividade cresce no sentido oposto daeletronegatividade: de cima para baixo nas famílias e da direita para a esquerda nos períodos.
Eletropositividade
Na tabela periódica as famílias 1 A e 2 A apresentam os mais altos valores de eletropositividade.
Essa tendência em doar o elétron é tão elevada de tal maneira que na presença de água os metais alcalinos (1 A) reagem violentamente, causando uma explosão.
Li	Na	K
Menos reativo
Mais reativo
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Energia ou Potencial de Ionização Ionização – é um processo de formação de um íon positivo (cátion) pela remoção de um ou mais elétrons.
Ex.: 11Na possui 11 elétrons	após a ionização , 10Na+ - íon cátion sódio, possui 10 elétrons
Definição:
A energia de ionização pode ser definida como a energia mínima necessária para remover o primeiro elétron de um átomo gasoso, no estado fundamental.
O termo fundamental expressa neste caso o estado gasoso, uma vez que o átomo está livre de influências de átomos vizinhos; está isolado.)
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Energia ou Potencial de Ionização
Comportamento da EI na Tabela periódica
A medida em que aumenta o tamanho relativo do átomo, aumenta também a facilidade para remoção de um elétron de valência (periférico).
Nas famílias
Camadas de valência (C.V.)
Átomo com 2 camadas
Quanto mais próximo do núcleo estiver os elétrons da C. V. Mais fortemente eles estarão ligados, portanto, maior E.I.
Átomo com 5 camadas
Quanto mais distante do núcleo estiver os elétrons da C. V. Mais fracamente eles estarão ligados,
portanto, menor E.I.
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Energia ou Potencial de Ionização
Comportamento da EI na Tabela periódica
Como mostrou-se, o tamanho de um átomo ao longo de um período (ou nível) aumenta da direita para a esquerda, portanto, a atração do núcleo sobre os elétrons de valência aumentará da esquerda para a direita, e portanto, a E.I. é maior.
Átomo com 5 camadas
Com 78 prótons e 78 elétrons
Menor força de atração entre próton-elétron; maior raio, menor E.I.
Átomo com 5 camadas
Com 100 prótons e 100 elétrons
Maior força de atração entre próton-elétron; menor raio, maior E.I.
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Energia ou Potencial de Ionização
Esquematicamente, essa Figura mostra o comportamento desta propriedade na tabela periódica.
Energia de Ionização
Períodos ou níveis
Nas famílias
O comportamento da energia de ionização é o contrário do comportamento do tamanho do raio.
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Energia ou Potencial de Ionização
EI1 - primeira energia para remover o elétrons mais fracamente ligado ao núcleo.
Esse elétron sai da camada de valência, e o átomo transforma-se em um cátion.
Conclui-se	que:
EI2 - segunda energia para remover o elétrons mais fracamente ligado ao núcleo.
as	energias
requeridas elétrons
para	arrancar	os mais
internos
maiores,
pois
sempre
elétrons
encontram-se
são estes mais
próximos do núcleo, e portanto, mais fortemente ligados.
Para um átomo com três
elétrons:
Energia ou Potencial de Ionização
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Observe como isso ocorre no caso do alumínio a seguir:
13Al + 577,4 kJ/mol → 13Al1++ e-
13Al1+ + 1816,6 kJ/mol → 13Al2++ e-
13Al2+ + 2744,6 kJ/mol → 13Al3++ e-
13Al3+ + 11575,0 kJ/mol → 13Al4++ e-
Assim, para o Alumínio temos a seguinte ordem de energia de ionização (EI):
1ª EI