Aula tabela periodica

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Tabela periódica 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Centro de Engenharias 
Bacharelado em Ciência e Tecnologia 
Mossoró, dezembro de 2017 
Introdução 
 Com o crescimento dos experimentos químicos, o número de elementos se 
expandiu e tentou-se encontrar padrões no comportamento químico que 
culminaram no desenvolvimento da tabela periódica em 1869. 
 
 
 Muitos elementos mostram similaridades entre si. 
 Exemplos: 
 
a) lítio, sódio e potássio são metais macios e muito reativos; 
 
b) Hélio, neônio e argônio são gases não – reativos. 
• Em 1869, o químico russo Mendeleev propôs a classificação dos elementos 
de forma regular, tendo inclusive previsto a existência de alguns elementos 
não descoberto. 
 
 
• Mendeleev, estruturou os elementos em ordem crescente de peso atômico. 
Essa organização resultou em famílias de elementos com propriedades 
químicas similares, os quais ele dividiu em grupos na tabela periódica. 
 
 
Introdução 
Origem da tabela periódica 
Figura 1. Representação do elemento químico na tabela. 
A tabela 
 Colunas na tabela periódica chamam-se grupos ou famílias; 
 
 Linhas horizontais na tabela periódica chamam-se períodos; 
 
 Elementos que pertencem ao mesmo grupo ou família , geralmente 
apresenta similaridades químicas e físicas. 
 
 Exemplo: metais cobre, prata pertencem ao grupo IB e são usados no 
mundo inteiro para a fabricação de moedas. 
Classificação da tabela periódica 
 
 O número do período de um elemento é igual ao número de níveis eletrônicos 
que esse elemento possui. 
 
Exemplo: o elemento flúor tem 9 elétrons. 
 A sua distribuição eletrônica é: K = 2 L = 7; 
 
Possui deste modo apenas 2 níveis de energia com elétrons (níveis 1 e 2 ou K e 
L) ⇒ este elemento localiza-se no segundo período da classificação periódica. 
Classificação da tabela periódica 
 
• Os elementos têm propriedades químicas semelhantes, devido à 
configuração eletrônica ser semelhante, ou seja, são os elétrons mais 
“exteriores” (elétrons de valência) que exercem influência sobre as 
propriedades dos elementos. 
 
 
Classificação da tabela periódica 
Grupo 
 
Nome Elementos 
1A 
 
Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
2A Metais alcalinos 
terrosos 
Be, Mg, Ca, Se, Ba, Ra 
6A 
 
Calcogênios O, S, Se, Te, Po 
7A 
 
Halogênios F, Cl, Br, I, At 
8A 
 
Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
A tabela 
Tabela 1. Nome de alguns grupos da tabela periódica 
Classificação dos elementos 
A tabela periódica – Metais 
Metais – compreende todos os elementos do lado esquerdo e meio da tabela 
(exceção do hidrogênio). 
 
Todos os metais, com exceção do mercúrio , são sólidos à temperatura 
ambiente. 
 Metais alcalinos (grupo IA) - lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio. 
 
 
 Esses elementos nunca são encontrados no estado elementar pois reagem 
rápido e completamente com quase todos os não-metais, incluindo o 
oxigênio. 
 
 
 O sódio e o potássio são bastantes abundantes na natureza, enquanto os 
outros metais são bem menos comuns. 
 
A tabela periódica – Metais alcalinos 
 Os metais alcalinos são obtidos através da eletrólise a partir de seus 
compostos. 
 
 As superfícies dos metais alcalinos recém-preparados apresentam um brilho. 
 
 
 Os metais alcalinos são bons condutores de calor e eletricidade e, formam o 
grupo mais mole e com os menores pontos de fusão. 
 
 
 Devido a sua baixa dureza e alta reatividade, os metais nunca são usados 
para fins estruturais. 
 
A tabela periódica – Metais alcalinos 
 Metais alcalinos-terrosos (grupo IIA) – berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, 
bário e rádio. 
 
 Esses elementos nunca se encontram em estado metálico na natureza. 
 
 
 São agentes redutores eficientes e reagem facilmente com uma variedade de 
não-metais. 
 
 
 O magnésio é o segundo elemento metálico mais abundante na água do mar. 
 
A tabela periódica – Metais alcalinos - terrosos 
 O cálcio é encontrado em abundância no composto CaCO3 no mármore e 
calcário. 
 
 
 O bário e o estrôncio são encontrados como sulfatos BaSO4 e SrSO4. 
 
 
 
 Os metais alcalinos-terrosos são todos mais duros que os metais alcalinos. 
A tabela periódica – Metais alcalinos - terrosos 
A tabela 
Os metais estão separados dos não–metais por uma linha diagonal. 
Elementos que estão na borda que separa os metais dos não-metais como o 
antimônio (Sb) tem propriedades intermediárias entre metais e não-metais. 
Esses elementos são chamados de metalóides. 
 Não–metais 
 Os grupos VA, VIA, VIIA e gases nobres (grupos 15, 16, 17 e 18) abrangem 
quase todos os elementos não-metálicos. 
 
 Os não-metais geralmente diferem dos metais na aparência e em outras 
propriedades físicas. 
 
 São maus condutores de calor e eletricidade, não possuem brilho 
característico e podem ser encontrados nos estados sólido, líquido e gasoso 
à temperatura ambiente (25°C). 
 
 São poucos, quando comparados aos metais; porém, são os mais 
abundantes da natureza, como por exemplo, o oxigênio. 
 
A tabela periódica - Não-metais 
 
 Grupo VA – nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto. 
 
 Nesse grupo há uma ampla faixa de variação das propriedades físicas e 
químicas. 
 
 O nitrogênio e o fósforo são não-metais; 
 
 O arsênio e antimônio são semi-metais; 
 
 Bismuto é um metal, apesar de apresentar modesta condutividade elétrica. 
A tabela periódica 
 Grupo VI A – oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio. 
 
 Nestes grupos os elementos mais leves apresentam diferenças acentuadas de 
propriedades químicas em relação aos elementos mais pesados do mesmo 
grupo. 
 
 O oxigênio é o mais abundante e importante deste grupo, existe sob a forma de 
gás biatômico e sua química apresenta quase que exclusivamente, só estados 
de oxidação negativos. 
 
• Há duas formas importantes: oxigênio (O2) e ozônio (O3). O ozônio possui um 
cheiro pungente e é tóxico. 
 
A tabela periódica – Não- metais 
 Grupo VI A – oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio. 
 O enxofre, selênio, telúrio e o polônio constituem sólidos com estruturas mais 
complexas; 
 
 Seus compostos podem apresentar ampla faixa de estados de oxidação, tanto negativos 
como positivos. 
 
 Enxofre é um não-metal em termos de suas propriedades elétricas. 
 
 Selênio e telúrio – são sólidos acinzentados com algum brilho metálico e são 
classificados como semi-metais pois apresentam pequena condutividade elétrica 
crescente com a temperatura. 
 
 Polônio – elemento radioativo raro, cuja condutividade elétrica é típica de um metal. 
A tabela periódica – Não- metais 
Grupo VIIA – flúor, cloro, bromo, iodo e astato. 
 
 Os elementos flúor, cloro, bromo e iodo são sempre encontrados na natureza 
na forma combinada em virtude de sua alta reatividade química. 
 
 
 O flúor é o mais eletronegativo dos elementos e apresenta apenas o estado 
de oxidação -1. 
 
 
 O cloro, o bromo e o iodo também são eletronegativos porém podem formar 
compostos de oxidação positivos ou negativos. 
A tabela periódica – Não- metais 
 Grupo VIIA – flúor, cloro, bromo, iodo e astato 
 
 O flúor e o cloro são os dois halogênios mais abundantes. 
 
 
 O flúor ocorre principalmente como fluorita (CaF2) e criolita (Na3AlF6) e é 
preparado pelo método eletrolítico. 
 
 
 O flúor,o cloro e o bromo são encontrados na natureza no estado de 
oxidação -1, e portanto devem ser oxidados para se obter a forma elementar. 
A tabela periódica – Não- metais 
Grupo VIIIA – gases nobres (neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio). 
 
 Os gases nobres apresentam estabilidade atômica, ou seja, não precisam 
associar-se a outro elemento para ficar estável e por isso, dificilmente 
formam substâncias compostas. 
 
 Em razão dessa estabilidade, foi atribuída aos gases nobres a teoria do 
octeto, na qual um átomo somente pode ser considerado estável ou 
quimicamente inerte se ele apresentar dois ou oito elétrons em sua camada 
de valência, já que o hélio apresenta dois elétrons na camada de valência e 
todos os outros gases nobres apresentam oito elétrons nessa camada. 
A tabela periódica – Não- metais 
A tabela periódica – Não - metais 
Átomos dos elementos 
da família dos gases 
nobres, todos eles 
(com exceção do hélio) 
possuem oito elétrons 
na camada de valência 
e essa é a razão deles 
serem tão estáveis: 
 
 
A tabela periódica – Não - metais 
 
O hélio é o gás nobre mais importante uma vez que o hélio liquido é 
usado como líquido refrigerante. 
 
A tabela periódica – Não- metais 
Propriedades periódicas 
 Raio atômico - distância entre o centro do átomo e a sua camada de 
valência, que é o nível de energia com elétrons mais externo deste átomo. 
 
 Como o átomo não é rígido é impossível calcular o seu raio atômico exato. 
Deste modo, calcula-se o seu raio atômico médio. 
Propriedades periódicas – raio atômico 
Devido a dificuldade em obter-se o 
raio de átomos isolados determina-
se (através de raios X) a distância 
entre os núcleos de dois átomos 
ligados do mesmo elemento, no 
estado gasoso. O raio atômico 
será metade da distância 
calculada. 
Propriedades periódicas – raio atômico 
Ao longo de um grupo, o valor de (n) aumenta, ou seja, os elétrons vão estar mais 
distantes do núcleo e o raio atômico será maior. 
 
Ao longo de um período, (n) é o mesmo, porém o aumento da carga nuclear 
efetiva (Z), faz com que a atração entre o núcleo e os elétrons aumente e o raio 
atômico diminua. 
 Quando um átomo absorve energia, o elétron salta de um nível de menor 
energia para outro nível de maior energia. Se essa energia for 
suficientemente alta, será possível arrancar o elétron do átomo. 
 
 A remoção de elétrons de camadas mais internas necessita de mais energia 
do que a remoção de elétrons da camada de valência. 
 
 
Propriedades periódicas – potencial de ionização 
Energia de ionização - é a energia mínima para retirar um elétron do 
átomo que se encontra no estado fundamental e gasoso. 
 À medida que o raio atômico diminui, a força de atração do núcleo sobre a 
eletrosfera aumenta. Nessa situação, a energia necessária para retirar o 
elétron aumenta, pois esse elétron encontra-se mais fortemente atraído pelo 
núcleo. 
 
 A energia de ionização é inversamente proporcional ao raio atômico, ou seja, 
no momento que o raio atômico diminui a energia de ionização aumenta. 
 
Propriedades periódicas – potencial de ionização 
 Eletronegatividade - é a tendência dos átomos a absorverem elétrons e 
tornarem-se ânions em uma ligação química. 
 
Propriedades periódicas – eletronegatividade