TABELA PERIÓDICA

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Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, 
foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, 
tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e 
mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antigüidade. A primeira 
descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista 
Henning Brand descobriu o fósforo. 
Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento 
relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos 
pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os 
cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as 
propriedades e desenvolver esquemas de classificação. 
A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e 
não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros 
elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A primeira tentativa 
 
A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas 
conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas 
das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, 
devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros 
cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas 
atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química. 
 
 
 
"Ao lado, o fósforo (P). 
Primeiro elemento 
a ser descoberto. 
Ponto de partida 
para a construção 
da tabela periódica". 
 
 
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Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo 
periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa 
atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos. 
Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava 
muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades 
químicas 
semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas. 
Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com 
sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades 
também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades 
químicas muito semelhantes. 
A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente 
a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. 
Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. 
Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio 
formavam outra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A segunda tentativa 
 
Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands 
(professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os 
elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou 
grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. 
Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. 
Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns 
como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia 
com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a 
publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society). 
 
 
 
Cloro, bromo e iodo; 
A tríade da primeira 
tentativa. Um começo 
sem muito sucesso. 
 
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Nenhuma regra numérica, foi encontrada para que se pudesse 
organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, 
com as propriedades químicas e suas massas atômicas. 
A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados 
atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela 
época e permaneceu assim pôr várias décadas. 
A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não 
teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, pôr 
Dimitri Ivanovich Mendeleev. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A Tabela Periódica, segundo Mendeleev 
 
Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 –1907) nasceu na Sibéria, sendo 
o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleev foi educado em St. Petersburg, 
e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de 
química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química 
orgânica em 1861. 
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, 
organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleev criou 
uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o 
símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e 
físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente 
de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades 
semelhantes. Formou-se então a tabela periódica. 
A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras, é 
que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as 
tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal 
e diagonal. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho. 
 
"Lítio, potássio e sódio; 
pela primeira vez, 
juntos no modelo das 
oitavas de Newlands. 
A segunda tentativa 
frustrada e impedida 
de ser publicada." 
 
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A descoberta do número atômico 
 
Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o 
número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o 
mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. 
Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número 
atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. 
Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna esta 
baseada no número atômico dos elementos. 
A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar 
do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, 
aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um 
número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, 
sempre em função dos conceitos originais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
"Mendeleev, o pai 
da tabela periódica. 
Através dos seus 
estudos, foi possível 
desenvolver o modelo 
atual da tabela." 
 
 
 
 
"Henry Moseley. 
Um passo 
importante 
na história da 
evolução 
da tabela periódica" 
 
 
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As últimas modificações 
 
A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de 
Glenn Seaborg, na década de 50. À 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. 
O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados 
atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e 
Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicosde 1 à 18, 
começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos 
metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
"Glenn Seaborg, 
Prêmio 
Nobel em química, 
descobriu a série 
dos 
actinídios." 
 
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EEEnnnttteeennndddeeennndddooo aaa TTTaaabbbeeelllaaa PPPeeerrriiióóódddiiicccaaa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A tabela periódica mostra a semelhança entre dois ou mais 
elementos. Se observarmos as propriedades dos elementos, notamos a 
semelhança entre algumas. Essas semelhanças se repetem em intervalos, 
sempre relacionados ao número atômico. 
 
Observe o grupo 2 da tabela periódica: 
 
No atômico Elemento Configuração eletrônica 
 2 He 2s2 
 4 Be [He].2s2 
 12 Mg [Ne].3s2 
 20 Ca [Ar].4s2 
 38 Sr [Kr].5s2 
 56 Ba [Xe].6s2 
 88 Ra [Rn].7s2 
 
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Temos no grupo 2, a unidade de repetição s2 em intervalos 
regulares, à medida que o número atômico dos elementos vai aumentando. 
Podemos observar que as configurações eletrônicas desses elementos são 
semelhantes, o que os leva a serem quimicamente semelhantes. 
 
 
A Lei Periódica 
 
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas 
de seus números atômicos". 
Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em 
seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o 
aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos). 
Cada período, à exceção do primeiro, começa com um metal e 
termina com um gás nobre. Os períodos diferem em comprimento, variando 
de 2 elementos, no mais curto, à 32 elementos no mais longo. 
São formadas as linhas verticais dos elementos pelas estruturas 
similares da camada externa (como no exemplo do grupo 2). Estas colunas 
são denominadas grupos. Em alguns deles, os elementos estão relacionados 
tão intimamente em suas propriedades, que são denominados de famílias (o 
grupo 2 é a família dos metais alcalinos terrosos). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os Semi-Metais 
 
A diagonal de elementos, que se inicia no boro (grupo 13), passando 
pelo silício (grupo 14), germânio (grupo 14), arsênio (grupo 15), antimônio 
(grupo 15), telúrio (grupo 16) e polônio (grupo 16); separa os elementos a 
direita em não-metais, e a esquerda em os metálicos. 
Os elementos pertencente a diagonal são os Semi-Metais, que 
apresentam propriedades de metais e de não-metais. 
 
GRUPOS PERÍODOS 
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Hidrogênio 
 
Alguns autores, consideram a sua posição, como pertencendo ao 
grupo 1, por apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos. 
Outros, colocaram-no como se pertence-se ao grupo 17, devido a formação 
do íon H+ (hidretos). 
O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas, não 
estando situado em nenhum grupo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OOOsss GGGrrruuupppooosss 
 
 
Grupo 1 – Hidrogênio e Metais alcalinos 
(Hidrogênio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio) 
 
Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela configuração 
eletrônica da camada de valência, ns1. Todos ocorrem como íons +1. 
Com exceção do hidrogênio, todos são metais e não sãoencontrados 
livres na natureza. Reagem com quase todos os metais. 
 
 
Semi - Metais 
 
HIDROGÊNIO 
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Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com a água, 
formando hidróxidos (MOH, M= metal alcalino), chamados comumente de 
álcali. 
Os átomos de hidrogênio são os mais simples, de todos os 
elementos químicos. Ele é formado por duas partículas subatômicas: um 
próton e um elétron. 
Apesar de possuir a mesma configuração eletrônica da camada de 
valência dos elementos do grupo 1, ns1, o hidrogênio é um não metal. No 
estado elementar é encontrado como moléculas diatômicas (H2). 
 
Grupo 2 – Metais alcalinos terrosos 
(berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio) 
 
Os elementos do grupo 2 são caracterizados pela configuração 
eletrônica da camada de valência ns2. Onde n é o número quântico principal 
(número do período); formam compostos no estado de oxidação +2, como por 
exemplo o óxido de cálcio – CaO. 
O termo "terrosos" no nome do grupo é da época da alquimia, onde 
os alquimistas medievais, chamavam as substâncias que não se fundiam e não 
sofriam transformações com o calor (com os meios de aquecimento da 
época), de "terrosos". 
Esses elementos, são metais e apresentam uma alta reatividade 
para ocorrerem livres na natureza. Ocorrem sob a forma de compostos, 
como cátions +2. 
 
Grupos 3 à 12 – Os Elementos de Transição 
 
O grande bloco dos elementos da parte central da tabela periódica, 
é uma ponte entre os elementos do bloco s (grupos 1 e 2) e os elementos do 
bloco p (grupos 13 à 18). 
As três primeiras linhas (Sc à Zn, Y à Cd e La à Hg), são 
geralmente chamados de elementos de transição ou metais de transição. 
Todos esses elementos possuem o subnível d, entre seus elétrons 
de valência, por isso também chamados de "elementos do bloco d". 
Os elementos colocados na tabela periódica entre o lantânio (La) e 
o háfnio, e entre o actíneo e o elemento 112 são chamados de lantanídeos 
(série dos lantanídeos) e actinídeos (série dos actinídeos), respectivamente. 
Todos esses elementos possuem o subnível f, entre seus elétrons de 
valência, por isso também chamados de "elementos do bloco f". 
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Os Transférmicos 
Os elementos conhecidos à partir do 101 até o 112, chamados de 
"elementos Transférmicos"(devido ao férmio, elemento de número atômico 
100), tiveram seus nomes revisados em fevereiro de 1997, pela União 
Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Esses elementos não 
ocorrem na natureza, foram produzidos artificialmente, em laboratórios, 
usando reações nucleares controladas. 
 
Grupo 13 - Família do Boro 
(boro, alumínio, gálio, indio e tálio) 
 
O grupo 13 é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros possuem 
a configuração da camada de valência, ns2 np1, podemos esperar um número 
de oxidação +3 para seus elementos. Com exceção do boro, que é um 
metalóide, todos os elementos do grupo são metais. 
 
Grupo 14 - Família do carbono 
(carbono, silício, germânio, estanho e chumbo) 
 
Os elementos do grupo 14 são caracterizados pela configuração da 
camada de valência ns2 np2. Tem como primeiro elemento, o carbono, o mais 
importante elemento para os seres vivos, seguido pelo silício, que é um dos 
elementos fundamentais para atecnologia moderna. 
O carbono é o único elemento da tabela periódica que forma mais 
de 1.000.000 de compostos e tem seu próprio ramo da química, a chamada 
química orgânica. 
O carbono é distintamente um não metal, silício e germânio são 
metalóides e estanho e chumbo são metais. 
 
Grupo 15 - Família do Nitrogênio 
(nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto) 
 
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np3 da sua 
camada de valência. Esta configuração dá aos elementos, uma variação no 
número de oxidação de -3 à +5. 
O nitrogênio e o fósforo são não-metais, o arsênio é um metalóide e 
o antimônio e o bismuto são metais. 
 
 
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Grupo 16 - Família do Oxigênio 
(oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio) 
 
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np4 da sua 
camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos com metais 
e com hidrogênio quando o número de oxidação é –2. 
Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos 
do grupo formam compostos com outros elementos do seu próprio grupo, ou 
com os elementos do grupo 17, os halogêneos. 
 
Grupo 17 - Halogêneos 
(Flúor, cloro, bromo, iodo e astato) 
 
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np5 da sua 
camada de valência. Seus elementos são chamados de halogêneos. Mostra 
uma regularidade nas propriedades físicas, na eletronegatividade, e nos 
raios atômicos e iônicos. 
O flúor possui algumas propriedades anômalas, tais como: a sua 
força como agente oxidante e a baixa solubilidade da maioria dos fluoretos. 
 
Grupo 18 - Gases Nobres 
(Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenômio e radônio) 
 
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np6 da sua 
camada mais externa. Têm a camada externa totalmente preenchida de 
elétrons. Isso os torna elementos quimicamente inertes. 
Estes elementos são encontrados na natureza como gases 
monoatômicos, não reativos. Entretanto, o primeiro composto do gás nobre, 
foi produzido a partir de uma mistura de xenônio com flúor, em 
temperatura elevada. O radônio (Rn) é um gás radioativo.