Aula Tabela Periodica

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Tabela 
Periódica - 
Perspectiva 
Histórica
Durante o século dezenove os 
químicos começaram a 
organizar os elementos então 
conhecidos de acordo com as 
suas semelhanças e 
propriedades físicas e 
químicas. O resultado desse 
trabalho conduziu à elaboração 
da tabela periódica moderna
Johann Dobereiner
1780 - 1849
Modelo das tríades
Em 1829, ele selecionou alguns elementos 
em tríades, que eram grupos de 3 
elementos com propriedades químicas 
semelhantes.
O membro do meio de cada tríade tem o 
peso atômico muito próximo da média 
aritmética dos pesos atômicos dos outros 2 
membros.
(ex. Cl, Br, I ;
Ca, Sr, Ba ; 
S, Se,Te)
A “Geografia” da 
Tabela Periódica
Alexandre de 
Chancourtois
Tabelou os elementos então conhecidos numa 
linha espeiral em volta de um cilindro, de baixo 
para cima. Ele dividiu a circunferência do 
cilindro em 16 subdivisões e mostrou que os 
elementos com propriedades semelhantes 
apareciam uns sobre os outros em voltas 
adjacentes do espiral.
De Chancourtois denominou sua representação de PARAFUSO 
TELÚRICO. 
John Newlands
1838 - 1898
Lei das 
Oitavas
Em 1863, ele sugeriu que se os 
elementos fossem tabelados 
seguindo-se o aumento do peso 
atômico, haveria uma repetição nas 
propriedades a cada 8 elementos. 
John Newlands
1838 - 1898 Lei das Oitavas
Newlands acreditava que havia uma conexão 
mística entre a música e a química. A 
aparência ridícula obscureceu o real significado 
do seu trabalho. 
O artigo por ele submetido a respeito da lei das 
 oitavas foi rejeitado para publicação pela 
Chemical Society.
Dmitri Mendeleev
1834 - 1907
Em 1869 ele publicou uma tabela de 
elementos organizada de acordo com 
o aumento das massas atômicas.
Lothar Meyer
1830 - 1895
Ao mesmo tempo que Mendeleev, e 
trabalhando de forma independente, 
ele publicou a sua própria tabela de 
elementos também organizada pelo 
aumento de massa atômica.
Elementos conhecidos na 
época
•Mendeleev and Meyer arranjaram os 
elementos em ordem crescente de 
massa atômica.
•Ambos deixaram espaços vagos para 
serem preenchidos por elementos 
desconhecidos.
Então por quê Mendeleev é chamado 
“Pai da Tabela Periódica Moderna” e 
não Meyer ou ambos?
•Estabeleceu que se a massa atômica 
do elemento causava este ser 
colocado em um grupo errado, então 
esta massa deveria estar errada. (Ele 
corrigiu a massa atômica de Be, In, 
and U)
•Foi também especial em utilizar sua 
tabela para prever as propriedades 
físicas de três elemento que ainda 
não eram conhecidos.
Mendeleev...
Tabela de Mendeleev
Após a descoberta destes elementos 
desconhecidos entre 1874 and 1885, e 
o fato que as previsões para Sc, Ga, 
and Ge foram próximas aos valores 
atuais, sua tabela foi mais aceita.
Entretanto, apesar da grande realização de 
Mendeleev, problemas originaram-se 
quando novos elementos foram 
descobertos e as massas atômicas 
determinadas com maior precisão. 
Olhando nossa tabela periódica moderna, 
pode-se identificar que problemas devem 
ter causado dor de cabeça aos Químicos?
Ar and K
Co and Ni
Te and I
Th and Pa
Henry Moseley
1887 - 1915
Em 1913, devido a resultados provenientes 
do seu trabalho com raios-X, ele sugeriu 
que os elementos fossem rearranjados na 
tabela periódica em ordem crescente de 
número atômico.
Glenn T. Seaborg
Em 1944 ele moveu 14 elementos para 
externo ao corpo principal da tabela 
periódica em sua atual localização: abaixo 
da série de Lantanídeos. Estes tornaram-se 
conhecidos como série de 
Actinídeos.
 
1912 - 1999
Glenn T. Seaborg
Ele é a única pessoa que possui um 
elemento nomeado em sua 
homenagem enquanto ainda vivo.
1912 - 1999
“Esta é a maior honra dada a mim, 
penso até mesmo do que ganhar o 
prêmio Nobel."
Tabelas Periódicas Modernas
CONFIGURAÇÃOCONFIGURAÇÃO
 ELETRÔNICAELETRÔNICA
• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e 
partícula.
• A resolução da equação leva às funções de onda. 
• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se 
encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
Mecânica quântica e Mecânica quântica e 
orbitais atômicosorbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de 
onda e as energias para as funções de onda.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. 
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron 
passa mais tempo mais distante do núcleo. 
Mecânica quântica e Mecânica quântica e 
orbitais atômicosorbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico 
depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e 
aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, 
p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos 
orbitais s, p, d e f. 
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico 
depende de l. O número quântico magnético tem valores 
inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no 
espaço.
Mecânica quântica e Mecânica quântica e 
orbitais atômicosorbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e Mecânica quântica e 
orbitais atômicosorbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para 
produzir um diagrama de Aufbau.
• Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de 
um só elétron.
• À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de 
energia torna-se menor.
Mecânica quântica e Mecânica quântica e 
orbitais atômicosorbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e Mecânica quântica e 
orbitais atômicosorbitais atômicos
Orbitais e suas energias
Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha 
como um par de linhas minimamente espaçado.
• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o 
porquê.
• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo 
magnético e os átomos foram então detectados.
• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em 
um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
 da exclusão de Pauli
• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número 
quântico de rotação =  ½.
• O princípio da exclusão de Pauli:: dois elétrons não podem ter a 
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no 
mesmo orbital devem ter spins opostos.
Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
 da exclusão de Pauli
• Na presença de um campo magnético, podemos elevar a 
degeneração dos elétrons.
Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos
Regra de Hund
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os 
elétrons de um elemento estão localizados.
• Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo 
orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital 
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo 
elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
DIAGRAMA DE PAULING
• Existeum processo gráfico 
que permite colocar todos os 
subníveis de energia 
conhecidos em ordem 
crescente de energia. É o 
processo de diagonais, 
denominado DIAGRAMA 
DE PAULING.
• A ordem crescente de energia 
dos subníveis é a ordem na 
sequência das diagonais. 
Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o 
sódio como 
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
Configurações dos 
Atômos e Periodicidade 
Química : fazendo-se a 
relação entre as 
configurações dos elementos 
e as posições que esses 
elementos ocupam na tabela 
periódica podemos 
compreender um grande 
número de efeitos químicos 
As fileiras horizontais da tabela 
periódica são chamadas de PERÍODOS.
As colunas verticais da tabela 
periódica são chamadas de GRUPOS 
ou FAMÍLIAS.
Os 
elementos, 
em qualquer 
grupo da 
tabela 
periódica, 
apresentam 
propriedade
s físicas e 
químicas 
semelhantes
!
Lei Periódica
Quando elementos são 
arrumados de acordo com o 
aumento do número atômico, 
pode-se observar repetição 
pariódica das suas 
propriedades físicas e 
químicas.
Metais Alcalinos
Metais Alcalinos 
Terrosos
Metais deTransição
Metais de Transição 
Interna
Estes elementos são, 
também, chamados de 
elementos terra raras.
Halogêneos
Gases Nobres
Os elementos do bloco s e p 
são chamados 
ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS.
A Tabela Periódica é a mais importante 
ferramenta de um Químico!
• 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.
Carga nuclear efetiva
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.
Raios Atômicos
• 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.
Energia de Ionização
• 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
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização 
quando um elétron mais interno é removido.
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.
Energia de Ionização
Tendências periódicas nas 
primeiras energias de ionização
• 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.
Afinidades eletrônicasAfinidades 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.
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
E. I. A. E.
Medidas quantitativas da facilidade com que os átomos 
perdem ou ganham elétrons em em condições específicas. 
ESCALA DE ELETRONEGATIVIDADE 
Representa a força do átomo para atrair elétrons.
Cs = 0,7 F = 4,0
Eletronegatividade
• Definição : A tendência 
relativa mostrada por um 
átomo ligado em atrair o 
par de elétrons;
• Ao contrário da E.I e da 
A.E, a eletronegatividade 
pode ser considerada 
para elementos em 
qualquer circunstâncias; 
não somente no estado 
gasoso (parte de 
moléculas); 
• A eletronegatividade 
não é uma grandeza 
absoluta, mas, sim, um 
valor relativo. Assim, 
a eletronegatividade 
de um elemento só é 
definida em termos da 
eletronegatividade de 
outros elementos;
• Aspecto útil = predizer 
tipo de ligação 
química (iônica  
covalente). 
Propriedades Magnéticas
• Os materiais apresentam propriedades magnéticas 
conforme os átomos que os componham tenham ou 
não elétrons desemparelhados, uma vez que são os 
spins eletrônicos os responsáveis por estas 
propriedades;
• Átomo Diamagnético : todos os elétrons 
desemparelhados. A soma dos spins de todos os 
elétrons é nula.. Ex: Mg e Ca;
• Átomo Paramagnético : pelo menos um elétron 
desemparelhado. A soma de todos os seus spins 
eletrônicos é não nula. Ex: Ti,Ti2+.
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