Química-Aula3_tabelaperiodica

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Prof. Yasmine Micheletto 
 
 ANTOINE LAVOISIER 
 Ordenou e sistematizou um conjunto de 
observações e hipóteses que deu origem à 
química científica; 
 
Construiu uma tabela com 
32 elementos; 
Classificação periódica de 
Dimitri Mendeleyev (1869) 
 
 
 
 
 
 
*Dos atuais 118 elementos químicos conhecidos,cerca de 
60 já haviam sido isolados e estudados em 1869, quando 
o químico russo Dmitri Mendeleev se destacou na 
organização metódica desses elementos. 
 
 
Classificação periódica de 
Dimitri Mendeleyev (1869) 
 Colocou os elementos por ordem crescente das suas massa atômicas, 
distribuindo-os em 8 colunas verticais e 12 linhas horizontais; 
 Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida 
que aumentava a sua massa atômica; 
• Admitiu que o peso atômico 
de alguns elementos não estava 
correto; 
• Deixou lugares vagos para os 
elementos que ainda estavam 
por descobrir. 
 
Lei periódica de Moseley (1903) 
 Demonstrou que a carga do núcleo do átomo é 
característica de um elemento químico; 
 Reordenou os elementos químicos por ordem crescente dos 
seus números atómicos; 
Tabela Periódica 
H He 
Li Be B C N O F Ne 
Na Mg Al Si P S Cl Ar 
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
Fr Ra Ac 
Un
q 
Un
p 
Un
h 
Un
s 
Un
o 
Un
e 
Uu
n 
Uu
u 
 “Quando os elementos são agrupados por ordem crescente de número 
atómico (Z) observa-se a repetição periódica de várias propriedades.” 
O princípio de construção da tabela periódica atual está baseado em que as 
semelhanças nas propriedades químicas dos elementos são justificadas pelas 
semelhanças de suas eletrosferas. 
Configuração eletrônica: 
Grupos/Famílias:Vertical:1,2,13,14,15,16,17,18 nº de elétrons no último 
nível 
Hélio só tem 2 elétrons. 
Períodos: horizontal indica o nº de níveis eletrônico 
A série de actinídeos de Glenn 
Seaborg (1951) 
Lantanídeos Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 
Actinídeos Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 
 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, em sua 
homenagem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na tabela atual, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de 
número atômico, originando na horizonal 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. 
12s
13s
Família IA = todos os elementos apresentam 
1 elétron na camada de valência. 
6 2 p 2 2 s 2 1 s 11 Na 
2 1 s 3 Li 
- 
- 
•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. 
*
• São elementos cuja distribuição eletrônica possuem elétron de 
diferenciação em subnível s ou p. 
 
• O número de elétrons da camada de valência corresponde ao número da 
família. São elementos representativos todos elementos da família A . 
 
• O número do grupo ou família corresponde ao número de elétrons da última 
camada (camada de valência). 
 
Grupo A 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 
Distribuição 
eletrônica da 
camada de 
valência 
 
 
Nome 
IA 1 ns¹ Metais alcalinos 
 
IIA 
 
2 
ns² Metais alcalinos 
terrosos 
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 
VIIIA 
ou 
O 
 
8 
ns² np6 Gases nobres 
A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento 
químico permite que determinemos sua localização na 
tabela. 
Localização dos elementos nas Famílias A 
Exemplo: Sódio(Na) – Z = 11 
1s²2s²2p63s¹ 
Período: 3º 
Família: 1A – Metais Alcalinos 
Elementos de Transição Interna ( Subníveis f ) 
• São elementos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente 
de energia terminam em f. A antepenúltima camada é 
incompleta. 
 
• São os Lantanóides (Lantanídios) e os Actinóides (Actinídios). 
 
• Estão todos na família 3B, sexto e sétimo períodos 
respectivamente: 
Exemplo: 57La = 1s
2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p6; 4s2; 3d10; 4p6; 5s2; 4d10; 5p6; 6s2; 
4f1. 
Grupo B 
s d p 
f 
O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo elétron mais 
energético dos elementos da tabela periódica. 
Classificação dos Elementos 
 
Hoje em dia, os elementos químicos distribuem-se 
nos seguintes grupos: 
 
 Metais 
 Não-Metais ou Ametais 
 Gases Nobres ou Gases raros ou Gases inertes 
 Hidrogênio 
Metais 
 
- Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm); 
 
- Brilho característico; 
 
- Dúcteis (fios); 
 
- Maleáveis (lâminas); 
 
- São bons condutores de calor e eletricidade. 
 
Césio 
Bário 
Rubídio 
Não-Metais 
 
- Quebradiços; 
 
- Opacos; 
 
- Formam compostos covalentes (moleculares); 
 
- São péssimos condutores de calor e eletricidade (exceção para o 
carbono). 
 
Gases Nobres 
- Formam moléculas monoatômicas; 
 
- São inertes mas podem fazer ligações apesar da estabilidade (em 
condições especiais); 
 
- São sete: He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn. 
 
Argônio protege filamentos de lâmpadas. 
Hidrogênio 
 
- É considerado um grupo à parte. 
 
- Ele é inodoro, incolor, combustível e o elemento químico menos denso 
conhecido. 
 
- Possui a propriedade de se combinar com metais e não-metais. 
 
- Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável. 
 
- É empregado como combustível em foguetes espaciais. 
Propriedades periódicas e aperiódicas 
 
 A variação das propriedades físicas e químicas das 
substâncias simples e de seus elementos em função do número 
atômico pode ser: 
 
Aperiódica 
 
 Periódica 
 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
 São exemplos de propriedades periódicas: 
 
*raio atômico, 
*energia (potencial) de ionização,*afinidade eletrônica, 
*eletropositividade, 
*eletronegatividade e 
 RAIO ATÔMICO 
 À medida que os elétrons vão ocupando níveis mais 
energéticos (de maior volume), o raio atômico dos átomos 
deve aumentar, assim, é óbvio que o raio atômico de 
elementos de um mesmo grupo da tabela deve aumentar à 
medida que se passa para níveis de valência de mais alta 
energia. 
Exemplos: 
 
O raio atômico dos elementos diminui em um 
mesmo período da tabela periódica à medida que 
aumenta o número atômico atração (núcleo-elétron). 
 
 
 
O raio atômico dos elementos aumenta de cima para baixo em um mesmo 
grupo da tabela periódica. 
 
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
 É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um 
átomo isolado no estado gasoso. Para um átomo que apresente n elétrons 
haverá n energias de ionização diferentes. 
X (g) + Energia → X
+
(g) + e
- 
Quanto menor o raio atômico, maior será o potencial de ionização. 
 
 
 Quando se analisa os valores 
de potencial de ionização dos 
elementos de um mesmo 
nível energético, observa-se 
que esses tendem a 
aumentar à medida que 
aumenta o número atômico. 
 • Mg (g) + 7,6 eV → Mg+ + 1 e- (1ª EI) 
• Mg+ (g) + 14,9 eV → Mg2+ + 1 e- (2ª EI) 
• Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg3+ + 1 e- (3ª EI) 
 
 Assim: EI1< EI2 < EI3 < ….. 
 
 Quanto mais energético for o elétron, menor será a 
energia necessária para arrancá-lo do átomo. 
O aumento na energia de ionização à medida que são arrancados mais 
elétrons ocorre por dois fatores: 
1) Maior interação eletrostática entre os demais elétrons restantes; 
2) Mudança do nível energético do elétron, que produz grande aumento 
de energia, de 2 a 15 vezes maior que o valor do potencial anterior. 
 
AFINIDADE ELETRÔNICA OU 
ELETROAFINIDADE 
 É a energia liberada quando um átomo captura um elétron no 
estado gasoso. 
X (g) + e
- → X-(g) + Energia 
 Quanto mais baixo o nível de valência de um dado elemento, 
maior a facilidade de seus átomos capturarem elétrons e mantê-los 
atraídos pelo núcleo. Assim, quanto menor o raio atômico do 
elemento, maior será a sua afinidade eletrônica. 
F 
Fr 
H 
 Em um mesmo período da tabela periódica a AE 
aumenta à medida que aumenta o número atômico. 
 
 Em um mesmo grupo da tabela periódica a AE aumenta 
de baixo para cima. 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
Fr 
H 
ELETRONEGATIVIDADE 
É definida como a habilidade relativa que um átomo tem de atrair para 
si os elétrons envolvidos em uma ligação química. 
Exercícios 
 
1. Usando somente a tabela periódica, dê as configurações 
eletrônicas nos estados fundamentais de : 
a) C (Z=6) b) P (Z = 15) c) Cr (Z = 24) d) As (Z = 33) 
 
e) Sr (Z = 38) f) Cu (Z = 29) 
 
2. Usando somente a tabela periódica, dê as configurações 
eletrônicas nos estados fundamentais de: 
a) Al3+ b) Ca2+ c) Rb+ d) O2- 
 
e) Br- f) Ti2+ g) Mn3+ h) Co2+ 
 
Exercícios 
 
3. Usando somente a tabela periódica, dê os símbolos do átomo, no 
estado fundamental, que tem a seguinte configuração na camada 
de valência: 
a) 3s2 b) 2s2 2p1 c) 4s2 4p3 
 
d) 5s2 5p4 e) 6s2 6p6 
 
4. Usando somente a tabela periódica, disponha em ordem crescente 
de tamanho dos seguintes átomos. 
a) N e F b) Be e Li 
 
5. Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual 
deveria ter a maior afinidade eletrônica e explique por que: 
a) Br e I b) Li e F c) F e N 
Exercícios 
 
6. Por que a segunda energia de ionização de qualquer átomo é 
maior do que a primeira? 
 
8. Compare os elementos Li, K, C e N. 
a) qual o elemento possui o maior raio atômico? 
b) coloque os elementos em ordem crescente de Energia de 
Ionização. 
Exercícios 
 
9. Responda as perguntas formuladas sobre os elementos A e B que 
têm as seguintes configurações eletrônicas: A = [Kr] 5s1 ; B = [Ar] 
3d10 4s2 4p4 
 
a) o elemento A é um metal, não-metal ou gás nobre? 
b) que elemento tem maior Energia de Ionização? 
c) que elemento tem menor Afinidade Eletrônica? 
d) que elemento tem átomos maiores? 
 
 
Exercícios 
 
10.Percorrendo a coluna dos halogênios, na tabela periódica, no 
sentido do número atômico crescente, notamos: 
 
a) o aumento da eletronegatividade. 
b) a diminuição da densidade. 
c) a diminuição do ponto de fusão. 
d) a diminuição do volume atômico. 
e) o aumento da eletropositividade. 
É a espécie química que apresenta o número de prótons diferente 
do número de elétrons. 
 
Cátions: Quando o átomo perde elétrons 
Ânions: Quando o átomo ganha elétrons 
3) Determine o número de prótons, elétrons e o número de 
nêutrons dos íons abaixo. 
a) 17Cl
- (massa atômica: 35) 
b) 11Na
+ (massa atômica: 23) 
c) 20Ca
+2 (massa atômica: 40) 
ÍONS