TABELA-PERODICA

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ASSOCIAÇÃO TERESINENSE DE ENSINO – ATE
FACULDADE SANTO AGOSTINHO – FSA 
CURSO 	ENGENHARIA CIVIL
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
MINISTRANTE: PROF. GIANCARLO DA SILVA SOUSA
Tabela Periódica
Teresina 
HISTÓRICO – TABELA PERIÓDICA
A idéia de organizar os elementos químicos resultou da necessidade de reunir o máximo de informações sobre os mesmos da forma mais simples para serem consultadas. 
 Dimitri Mendeleev (1869) ao escrever o livro “Principles of Chemistry”, procurou um padrão que permitisse organizar toda a informação acerca dos elementos, dando origem da organização da Tabela Periódica atual 
Tabela Periódica de Mendeleev era organizada segundo as massas atômicas dos elementos químicos, uma vez que o modelo atômico que norteava a Química naquela época era o modelo de Dalton – a esfera maciça e indivisível.
elementos dispostos numa tabela por ordem crescente de massa atômica, de modo que em cada coluna se encontrassem elementos com propriedades químicas análogas.
 
deixou vários espaços vazios na tabela para elementos que previa virem a ser descoberto : eka-alumínio ( Ga- 1875) e o eka-silício ( Ge -1890)
Ernest Rutherford (1910): átomo nucleado e descoberta do próton.Conseguiu estimar o número de prótons no núcleo de vários elementos.
 
Henry Moseley(1913) : estabelece o conceito de número atômico de um elemento: é o número de prótons existentes no núcleo do átomo desse elemento.
 
Lei Periódica de Moseley : as propriedades dos elementos se repetem periodicamente quando estes são colocados por ordem crescente de número atômico 
Rayleigh e Ramsey : descoberta dos gases nobres  nova coluna vertical é acrescentada na T.P. 
Tabela Periódica antes da II Guerra Mundial. Os números atômicos dos elementos transurânicos, ainda não descobertos, vão de 93 a 100.
Fermi e colaboradores (1934) : descobriram novas substâncias radioativas através do bombardeamento do núcleo de urânio com nêutrons, identificando-as como elementos transurânicos ( Z > 92)
Seaborg (1944) : propõe que os elementos de número atômico acima do actínio (Z=89) formam uma nova série semelhante aos lantanídeos.
TABELA PERIÓDICA ATUAL
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
TABELA PERIÓDICA ATUAL
7 FILAS HORIZONTAIS (PERÍODOS OU SÉRIES ) : NÚMERO DE CAMADAS ELETRÔNICAS DO ELEMENTO
*
**
*
**
18 FILAS VERTICAIS ( FAMÍLIAS OU GRUPOS) : ELEMENTOS COM PROPRIEDADES QUÍMICAS SEMELHANTES POIS APRESENTAM A MESMA CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA NA CAMADA DE VALÊNCIA
FAMÍLIAS A E ZERO
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. 
Exemplo: Sódio(Na) Z = 11
1s²2s²2p63s¹
Período: 3º
Família: 1A – Metais Alcalinos 
 A
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.
Apresentam 2 elétrons na camada de valência ( ns2 sendo n o período do elemento na T.P.)
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
IB
IIB
Exemplo: 
Fe (Z = 26): 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6
Família: VIIIB
A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. 
Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido em subnível f (f1 a f14).Na série dos lantanídeos 4f e na dos actinídeos 5f
Os elementos apresentam 2 elétrons na camada de valência (ns2 sendo n o período do elemento na T.P.)
SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO
REPRESENTATIVOS
TRANSIÇÃO (n-1) d
REPRESENTATIVOS
LANTANÍDEOS 4f
ACTINÍDEOS 5f
 ns2(n-1)
TRANS. INTERNA
http://webelements.com/ TABELA INTERATIVA
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS
São aquelas cujos valores numéricos crescem ou decrescem com o aumento do número atômico. 
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.
Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear.
A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui.
Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
Considere uma molécula diatômica simples.
A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação.
Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.
Tamanho dos átomos 
e dos íons
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS 
NOS RAIOS ATÔMICOS
Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente.
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:
Número quântico principal, n, e
a carga nuclear efetiva, Zef.
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.
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.
O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.
O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
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.
Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica.
Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons.
Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g)  Na+(g) + e-.
A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g)  Na2+(g) + e-.
Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.
Energia de ionização
Tendências periódicas nas 
primeiras energias de ionização
A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. 
Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo.
À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso.
Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.
Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron.
São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.
Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante
é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.
A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- Cl-(g)
A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e- Ar-(g)
Afinidades eletrônicas
Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa. 
O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p.