Tabela Periodica_Aula 04

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Profª: Sanderlir Silva Dias 
Tabela Periódica 
(Aula 4) 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Campus Pau dos Ferros 
Disciplina: Química Geral 
 
Dalton, em 1810, definiu átomo como sendo uma 
partícula indivisível a qual representava um elemento 
químico, cuja identidade é determinada pela massa. 
 
Logo após Dalton ter apresentado esse modelo, os 
químicos começaram a elaborar listas com os 
elementos conhecidos na época, tentando encontrar 
relações entre a massa e as propriedades dos 
elementos, como as Tríades de Dobereiner, de 
1829. 
Introdução 
• Tríades de Dobereiner: 
Döbereiner observou que certos elementos químicos 
podiam ser agrupados, sempre em números de 3, por 
possuírem propriedades semelhantes. 
 
 
 
 
 
 
 
Ressaltou ainda que a massa do elemento do meio de 
cada tríade estava próxima da média das massas dos 
restantes. 
Introdução 
Exemplo 1 Cloro Bromo Iodo 
Exemplo 2 Enxofre Selênio Telúrio 
Exemplo 3 Cálcio Estrôncio Bário 
• Dmitri Ivanovich Mendeleev: 
Ordenou os elementos em ordem crescente de massa 
atômica em 1869. 
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
 
Exemplo: em 1871, Mendeleyev observou que a 
posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e 
não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo 
do Si. Ele previu um número de propriedades para este 
elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As 
propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de 
Mendeleev. 
Introdução 
Mendeleev elaborou, 
então, uma tabela na 
qual a posição de 
cada átomo leva em 
conta tanto a sua 
massa como as suas 
propriedades, o que 
ficou conhecido como 
lei periódica. 
 
• H. G. J. Moseley: 
Em 1913, demonstrou que a períodicidade era 
governada pelo número atômico do elemento e não 
pela sua massa. 
 
Experimento: 
 Bombardeando diferentes metais com raios 
catódicos, ele verificou que o comprimento de onda 
emitido por cada metal na região de raios-X estava 
relacionado de forma precisa com seu número atômico 
e não com a massa. 
 
. 
Introdução 
• H. G. J. Moseley: 
 
Com efeito, ao reordenar a tabela de Mendeleev em 
função do número atômico, ele percebeu que 
irregularidades (como a necessidade de inverter o 
iodo e o selênio) desapareciam. Em outras palavras, 
ele mostrou que as propriedades dos elementos são 
funções periódicas do número atômico. 
Introdução 
• A teoria atômica de Dalton preparou o terreno 
para um vigoroso crescimento na 
experimentação química durante o início do 
século XIX. 
• Como o campo das observações químicas 
cresceu e a lista dos elementos expandiu, 
foram feitas tentativas para encontrar padrões 
regulares no comportamento químico. 
Tabela Periódica atual 
• Esses esforços culminaram no 
desenvolvimento da Tabela periódica em 
1869. 
• A tabela periódica é a mais importante 
ferramenta que os químicos usam para 
organizar e lembrar fatos químicos. 
• Muitos elementos mostram similaridade muito 
fortes entre si. 
• Li, Na e K (metais macios e muito reativos) 
• He e Ar (gases inertes) 
Tabela Periódica atual 
• As séries horizontais são designadas por períodos. Ao 
longo de cada período o número atômico vai 
aumentando uma unidade. São 7 períodos. 
 
• As séries verticais são designadas por grupos ou 
famílias, onde os elementos têm propriedades 
químicas semelhantes. Isto deve-se à configuração 
eletrônica ser semelhante, isto é, são os elétrons mais 
“exteriores” que exercem influência sobre as 
propriedades dos elementos. Variam de 1 à 18. 
 
 
 
Organização da Tabela Periódica 
Organização da Tabela Periódica 
Essa classificação está de acordo com o tipo de sub camada a ser preenchida, os 
elementos podem ser divididos em várias categorias: os elementos do grupo 
principal ou representativos, com sub camadas s e p incompletas, os gases 
nobres, que têm a última camada 
preenchida, e os 
elementos de 
transição, que têm 
sub camadas d 
incompletas. 
Existem ainda os 
lantanídeos e 
actinídeos, ou 
elementos de 
transição interna, 
que têm sub 
camadas f a ser 
preenchidas. 
 Outra classificação ampla e útil dos elementos: 
metais, não metais (ou ametais) e metalóides. 
 A maioria dos elementos são metais. Os metais 
compartilham um número de similaridades nas 
propriedades químicas e físicas. Exemplos: Alumínio, 
Ferro, Cobre, Titânio, Zinco. 
 Não metais sua quantidade é inferior aos metais, 
importantes pelo papel que desempenham na química 
dos seres vivos. Exemplos: Oxigênio (gás), Bromo 
(líquido), Enxofre (sólido). 
 
 
 
Outra Classificação 
 Alguns elementos são difíceis de ser 
classificados, encontrados ao longo do caminho 
diagonal, são os metalóides ou semimetais, 
elementos intermediários (variam gradualmente, à 
medida que “atravessamos ou descemos” a tabela 
periódica). Suas propriedades são intermediárias às 
dos metais e ametais. Exemplo: Silício, Arsênio, 
Telúrio e Germânio. 
 
 
Outra Classificação 
 
 Atualmente esta classificação vem progressivamente 
caindo em desuso, tendo em vista que os elementos 
pertencentes aos semimetais nunca foram claramente 
definidos ou indicados oficialmente, tanto pela União 
Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC) ou, 
em domínio brasileiro, pela Sociedade Brasileira de 
Química (SBQ). 
Outra Classificação 
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). 
 
• Os elementos na coluna da esquerda da tabela 
periódica (Li, Na, K, Rb e Cs) são conhecidos 
coletivamente como metais alcalinos. 
• De maneira similar, Be, Mg, Ca, Sr e Ba são 
chamados de alcalinos terrosos. 
• F, Cl, Br e I são chamados de halogênios. 
• He, Ne, Ar, Kr e Xe, são gases raros ou nobres. 
• Os elementos que aparecem abaixo da tabela 
periódica são os lantanídeos e actinídeos. 
 
 
Grupos ou famílias 
 
 
 
s 
d 
p 
f 
A tabela periódica, mostra a classificação dos 
elementos de acordo com o tipo de orbital a ser 
preenchida com elétrons. 
Grupos ou famílias 
 
 Tomemos também como exemplo o grupo 17, ou dos 
halogênios: F: [He] 2s2 2p5 / Cl: [Ne] 3s2 3p5 / Br: [Ar] 3d10 4s2 
4p5 / I: [Kr] 4d10 5s2 5p5 
 
Consideremos por exemplo o grupo 1, ou grupo dos metais 
alcalinos: Li: [He] 2s1 / Na: [Ne] 3s1 / K: [Ar] 4s1 / Rb: [Kr] 
5s1 
Classificação dos elementos 
de acordo com o tipo de 
sub camada a ser 
preenchida com elétrons. 
 Todos os elementos cujo elétron de maior energia se encontra 
na camada de valência em subnível s ou p. 
Gases nobres ns2 np6 8 18 
Halogênios ns2 np5 7 17 
Calcogênios ns2 np4 6 16 
Família do N ns2 np3 5 15 
Família do C ns2 np2 4 14 
Família do B ns2 np1 3 13 
Alc. terrosos ns2 2 2 
Alcalinos ns1 1 1 
Nome do 
grupo 
Configuração 
e- de valência 
N° e- de 
valência 
GRUPOElementos Representativos 
• Todos os metais alcalinos são macios. 
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s1: 
M  M+ + e- 
 
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo e somente são 
encontrados na natureza combinados em compostos ( NaCl), 
nunca como susbtâncias simples. 
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH 
(soluções alcalinas) e gás hidrogênio: 
 
2M(s) + 2H2O(l)  2MOH(aq) + H2(g) 
 
Metais Alcalinos 
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do 
que os metais alcalinos. 
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s: 
M  M2+ + 2e-. 
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s) 
 
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor 
de água. Do Ca em diante: 
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
 
Metais Alcalinos Terrosos 
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação 
potente, uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás 
nobre. 
 
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: -2 (por 
exemplo, H2O) e -1 (por exemplo, H2O2). 
• O enxofre é outro importante membro desse grupo. 
• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo. 
• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos). 
 
Grupo do Oxigênio 
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um 
elétron para formar um ânion: 
X2 + 2e
-  2X-. 
 
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
 
2F2(g) + 2H2O(l)  4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ. 
 
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2). 
 
Grupo do Flúor ou Halogêneos 
• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é 
produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl): 
 
2NaCl(aq) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g). 
 
• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso 
(HOCl) que desinfeta a água de piscina: 
 
Cl2(g) + H2O(l)  HCl(aq) + HOCl(aq). 
 
 
Grupo do Flúor ou Halogêneos 
• Todos esses são não-metais e monoatômicos. 
 
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os 
subníveis s e p completamente preenchidos. 
 
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi 
preparado: XeF2, XeF4 e XeF6. 
 
• Até agora, os únicos outros compostos de gases 
nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF. 
 
Gases Nobres 
 Transição externa: todos os elementos cujo életron de maior 
energia se encontra na penúltima camada no subnível d. 
d10 d9 d8 d7 d6 d5 d4 d3 d2 d1 
12 11 8 9 10 7 6 5 4 3 
 Configuração geral: ns2 (n – 1) d1 a 10 
 
Transição interna: todos os elementos cujo életron de maior 
energia se encontra na antipenúltima camada no subnível f, 
série dos Lantanídeos (4f) e Actinídeos (5f). 
Configuração geral: ns2 (n – 2) f1 a 14 
Elementos de Transição 
Definição: são as propriedades que variam em função 
dos números atômicos dos elementos. 
Podem ser de dois tipos: 
Periódicas: são as propriedades cujos valores 
aumentam ou diminuem continuamente com o 
aumento do número atômico. 
Aperiódicas: são as propriedades que oscilam em 
valores mínimos e máximos, repetidos regularmente 
com o aumento do número atômico. 
Propriedades dos Elementos 
Carga Nuclear Efetiva 
Tamanho do Átomo 
Tendência periódica nos Raios Atômicos 
• 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; 
Tendências nos tamanhos dos íons 
Energia de Ionização 
 
Variações das Energias de Ionizações 
Sucessivas 
Afinidade Eletrônica 
Afinidade Eletrônica 
 Eletropositividade: mede a tendência do elemento em 
perder elétrons. Define o seu caráter metálico. 
F 
Fr 
Eletronegatividade: mede a tendência do elemento em 
ganhar elétrons. Define o seu caráter não metálico. 
F 
Fr 
Ordem de 
eletronegatividade: 
F / O / N /Cl / Br / I 
 S / P / C / H 
Eletropositividade e Eletronegatividade