Tabela Periódica_final

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Universidade Federal do Ceará
Campus do Cariri
Curso de Agronomia
Disciplina: Química Geral para Engenharia
Prof. Marcelo Santiago
A História da Tabela Periódica
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 antiguidade. 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.
Veja, a seguir, um breve histórico:
Tríades de DÖBereineR
Em 1829, Johann W. Döbereiner 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.
	Elemento
	Massa atômica
	Cálcio
Estrôncio
Bário
	40
88 ~~~ (40 + 137)/2 = 88,5
137
	1817 - Lei das tríades de Döbereiner
Parafuso Telúrico de Chancourtois
Em 1863, A. E. Béguyer de Chancourtois dispôs os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massa atômica. Tal classificação recebeu o nome de parafuso telúrico. 
1862 - O parafuso telúrico de Chancourtois
Lei das Oitavas de Newlands
Um outro 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).
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 
1864 - As leis das oitavas de Newland
Tabela de Mendeleyev
Finalmente, Dimitri Ivanovitch Mendeleyev apresentou uma classificação, que é a base da classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica. 
1872 - A tabela periódica de Mendeleyev.
Os espaços marcados com traços representam elementos que Mendeleyev deduziu existirem mas que ainda não haviam sido descobertos àquela época. Os símbolos no topo de cada coluna são as fórmulas moleculares escritas no estilo do século XIX.
DImitry Ivanovitch Mendeleyev
Nasceu em Tobolsk, Sibéria, Rússia, em 8 de fevereiro de 1834 de uma família pobre e numerosa. Faleceu em São Petersburgo, em 2 de fevereiro de 1907.
Formou-se em Química, em 1856, em São Petersburgo. Trabalhou em Heidelberg, Paris, na Pensilvânia (EUA) e no Cáucaso (ex-URSS), estudando a natureza e a origem do petróleo. Em 1866, tornou-se catedrático de Química do Instituto Tecnológico de São Petersburgo e, anos depois, diretor do Departamento de Pesos e Medidas.
Publicou muitos trabalhos sobre as propriedades dos gases e natureza das soluções. Estudou vários tipos de explosivo, tornando-se então conselheiro científico das Forças Armadas russas. Enfrentou problemas políticos devido ás suas idéias liberais.
Aos 35 anos de idade, publicou seu trabalho mais importante - a Classificação Periódica dos Elementos Químicos. Conta-se que Mendeleyev escrevia as propriedades de cada elemento numa ficha, colocava-as numa parede e ia mudando a ordem das fichas, várias vezes, até achar grupos de elementos químicos com propriedades semelhantes. Essa classificação tornou-se um marco fundamental na História da Química e, até hoje, é indispensável à compreensão global de todos os fenômenos químicos.
Em sua homenagem foi dado o nome de mendelévio ao elemento químico de número atômico 101
a história da ciência parece ter esquecido de lothar meyer
É muito comum atribuir o crédito da construção da Tabela Periódica a Mendeleyev, mas não devemos nos esquecer de outro químico, talvez tão brilhante quanto o cientista russo: o alemão julius Lothar Meyer (1830 - 1895).
Em 1869, Meyer e Mendeleyev, trabalhando independentemente, lançaram classificações periódicas semelhantes. Mas o brilhantismo das previsões de Mendeleyev ofuscou por completo o resultado das pesquisas de Lothar Meyer.
Em 1882, porém, os dois cientistas receberam a Medalha Davy, a mais alta honraria da Associação Britânica para o Progresso da Ciência.
Vale lembrar também que, em 1887, outra injustiça foi reparada. A mesma medalha foi oferecida a Newlands, o cientista que fora ridicularizado por sua classificação baseada nas oitavas musicais.
 A descoberta do número atômico
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Moseley 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 Mendeleyev desapareceram.
Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos.
A tabela atual se difere bastante da de Mendeleyev. 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.
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 arábicos de 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.
Na Tabela Periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico. 
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a história da ciência parece ter esquecido de lothar meyer
É muito comum atribuir o crédito da construção da Tabela Periódica a Mendeleyev, mas não devemos nos esquecer de outro químico, talvez tão brilhante quanto o cientista russo: o alemão julius Lothar Meyer (1830 - 1895).
Em 1869, Meyer e Mendeleyev, trabalhando independentemente, lançaram classificaçõesperiódicas semelhantes. Mas o brilhantismo das previsões de Mendeleyev ofuscou por completo o resultado das pesquisas de Lothar Meyer.
Em 1882, porém, os dois cientistas receberam a Medalha Davy, a mais alta honraria da Associação Britânica para o Progresso da Ciência.
Vale lembrar também que, em 1887, outra injustiça foi reparada. A mesma medalha foi oferecida a Newlands, o cientista que fora ridicularizado por sua classificação baseada nas oitavas musicais.
A tabela periódica moderna 
A repetição verificada na lei periódica é a base da estrutura da tabela periódica moderna, na qual as famílias de elementos com propriedades químicas semelhantes são distribuídas em colunas verticais chamadas grupos.
GRUPOS
Os grupos maiores consistem em cinco ou seis elementos e são chamados grupos representativos, principais ou grupos A. São enumerados de IA até VIIA, mais o grupo 0. (O grupo 0 consiste nos gases nobres e algumas vezes é chamado grupo VIIIA.) Comumente, o “A” é omitido nestas designações, e assim os halogênios correspondem ao grupo VIIA ou grupo VII. Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos representativos. 
Os grupos menores encontrados na região central da tabela periódica são chamados grupos de transição, subgrupos ou grupos B. São enumerados por algarismos romanos e pela letra B. Os elementos deste grupo são conhecidos como elementos de transição.
Quando se comparam as configurações eletrônicas com a tabela periódica, descobrimos que cada período começa por adição de 1 elétron a uma NOVA camada (previamente não ocupada). Então, o hidrogênio e os elementos do grupo IA têm uma configuração ns1, onde n é o número quântico principal da última camada, ou da camada mais externa. Esta camada é também frequentemente chamada de CAMADA DE VALÊNCIA.
Os elementos do grupo principal têm a camada de valência povoada com 1 a 8 elétrons; as respectivas configurações são ns1 e ns2 para os grupos IA e IIA e ns2np1 até ns2np6 para os grupos IIIA até o grupo VIII ou zero. 
Os elementos do grupo B da tabela periódica são conhecidos como ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO. Cada série horizontal de elementos de transição corresponde ao preenchimento do subnível d na camada (n-1) nestes átomos. Uma vez que qualquer camada d pode acomodar um total de 10 elétrons, o preenchimento dá origem a 10 elementos de transição nos períodos de 4 a 5. Nas séries dos lantanídeos e actinídeos, a subcamada a ser preenchida é a f do nível (n-2). A subcamada f tem uma população máxima de 14 elétrons e assim existem 14 lantanídeos e 14 actinídeos.
 	A tabela periódica pode ser usada para prever a configuração eletrônica da maioria dos átomos.
Por muitos anos, houve um desacordo internacional quanto aos grupos que seriam designados por A e por B. O sistema descrito há pouco é comum nos Estados Unidos, mas alguns publicam tabelas periódicas, comercialmente, usando as letras A e B de forma trocada. Em 1990, a IUPAC publicou a recomendação final para um novo sistema que não usa letras e os grupos passariam a ser enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18 (da esquerda para a direita). Na figura a seguir, a numeração dos grupos de acordo com este novo sistema é mostrada acima da designação tradicional.
	NOME
	GRUPO
	ELEMENTOS
DO GRUPO
	DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NA ÚLTIMA CAMADA
	metais alcalinos
	1 (IA)
	Li, Na, K, Rb, Cs Fr
	s1
	metais alcalinos terrosos
	2 (IIA)
	Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
	s2
	grupo do boro ou dos metais terrosos
	13 (IIIA)
	B, Al, Ga, In, Tl
	s2 p1
	grupo do carbono
	14 (IVA)
	C, Si, Ge, Sn, Pb
	s2 p2
	grupo do nitrogênio
	15 (VA)
	N, P, As, Sb, Bi
	s2 p3
	calcogênios
	16 (VIA
	O, S, Se Te, Po
	s2 p4
	halogênios
	17 (VIIA)
	F, Cl, Br, I, At
	s2 p5
	gases raros ou gases nobres
	18 (VIIIA)
	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
	s2 p6
	Observações:
1. Observe que nos elementos representativos o número de elétrons da última camada é igual ao numeral romano da nomenclatura tradicional, ou igual ao último algarismo do número IUPAC do grupo.
2. Observe que o hidrogênio, apesar de constar na primeira coluna da tabela, não é considerado um elemento do grupo dos alcalinos por apresentar características especiais.
3. O grupo 18 já foi chamado de grupo 0 (zero), pois se acreditava que seus elementos não reagissem com nenhum átomo. Por essa aparente propriedade, esses elementos eram também chamados de gases inertes.
Os elementos do grupo 1 (exceto o hidrogênio), por exemplo, são chamados de metais alcalinos, possuem as mesmas propriedades físicas em comum: metais macios, têm densidade e ponto de fusão baixos. E também apresentam propriedades químicas semelhantes: reagem facilmente com a água.
Os elementos do grupo 2 são chamados de metais alcalino-terrosos e também formam bases ou álcalis. São mais duros que os do grupo 1 e reagem de forma mais branda com a água.
Perceba como as propriedades dos elementos de um mesmo grupo são parecidas, mais um exemplo: os elementos do grupo 18 ou 0, os gases raros, têm 8 elétrons na última camada (com exceção do hélio, que tem 2). Por essa característica, esses elementos dificilmente se combinam com outros. Por isso, são chamados também de gases nobres. 
Classificação dos elementos químicos
Os elementos químicos são classificados em:
- metais
- não metais
- gases nobres
- hidrogênio 
Os metais
Entre os metais mais importantes podemos citar: sódio, magnésio, alumínio, potássio, cálcio, cromo, cobre, ferro, níquel, zinco, prata, estanho, tugstênio, platina, ouro, mercúrio, chumbo, urânio, etc. 
Os metais geralmente são sólidos na temperatura padrão (25ºC), com alto ponto de fusão - especialmente os metais de transição, situados no meio da tabela periódica. Eles não quebram com facilidade, como muitos não-metais, mas em geral podem ser dobrados, isto é, são maleáveis - principalmente quando aquecidos a certa temperatura. São dúcteis: pode ser transformados em fios finos. É por isso que os metais costumam ser usados para moldar chamas e fabricar panelas e outros utensílios domésticos, fios elétricos, etc.
Outra propriedade dos metais é que eles, geralmente, conduzem bem a eletricidade, ao contrário da maioria dos não-metais (carbono, na forma de grafite, é um não-metal que conduz bem a eletricidade). Também conduzem bem o calor.
Geralmente reagem com ácidos, mesmo diluídos, formando compostos chamados sais. Os metais, geralmente se encontram combinados a outros elementos, precisando passar por uma transformação química para serem isolados.
Os não-metais
A 25ºC, cerca da metade dos não-metais são gases. Com exceção do bromo, que é líquido, todos os demais são sólidos. 
O oxigênio, o nitrogênio, o cloro e o flúor são não-metais gasosos; o carbono, o iodo, o fósforo, o enxofre, o selênio e o astato são não-metais sólidos. 
Entre os não-metais, há o grupo dos halogênios: flúor, cloro, bromo, iodo e astato. Eles reagem com metais e formam sais. O sal comum, por exemplo, é formado pela combinação de cloro com sódio. 
Os não-metais não são tão bom condutores de eletricidade ou calor, como os são os metais, os sólidos geralmente quebram ao tentarmos dobrá-los. Possuem ponto de fusão inferior aos do metais (com exceção do carbono, na forma de grafite ou diamante). Geralmente não reagem com ácidos diluídos.
Os gases nobres
É formado pelos elementos hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio.
Como mencionamos anteriormente, eles não se combinam com outros elementos para formar novas substâncias, embora a combinação possa ocorrer em condições especiais.
O hidrogênio
Por possuir características próprias, o hidrogênio não pode ser enquadrado em nenhum outro grupo. Ele é o elemento químico menos denso e mais abundante no universo (90%); está presente em muitas substâncias químicas existentes no planeta, entre elas a mais importante para os seres vivos: a água.
É mais leve que o ar, por isso foi muito utilizado para encher balõese dirigíveis.
PERÍODOS
As filas horizontais da tabela periódica são chamadas períodos e são enumeradas com algarismos arábicos de 1 a 7. Observe que os períodos variam grandemente em comprimento: o primeiro período consiste em somente dois elementos, o sexto período consiste em 32 elementos, em parte porque estão incluídos os lantanóides (O termo lantanóide é recomendado pela IUPAC, embora não seja de uso comum dos Estados Unidos. Um termo mais antigo é elemento terra-rara), que são 14 elementos, do lantânio (Z=89) até o itérbio (Z=70). O sétimo período também consiste (potencialmente) em 32 elementos, pois estão incluídos os 14 elementos actinóides (A IUPAC recomenda o termo actinóide. Um termo mais antigo é elemento terra-rara pesado), do actínio (Z=89) ao nobélio (Z=102). Os lantanóides e actinóides são conjuntamente chamados elementos de transição interna.
Observe que o hidrogênio é posicionado, isoladamente, na parte superior da tabela periódica. Isto é feito porque as propriedades do hidrogênio são particulares. Algumas versões da tabela periódica posicionam o hidrogênio acima do lítio (grupo IA) e/ou acima do flúor (grupo VIIA). Contudo, o hidrogênio pouco apresenta das propriedades dos metais alcalinos ou dos halogênios. Cada novo período, após o primeiro na tabela periódica, tem início com um metal alcalino (grupo IA) e termina com um gás nobre (grupo 0). Entre os elementos, alguns têm nomes especiais: alcalinos terrosos, do grupo IIA, calcogênios do grupo VIA e, como mencionamos anteriormente, os elementos do grupo VIIA são denominados halogênios. Os grupos dos elementos representativos podem ser designados por nomes especiais:
�
	Período
	Grupo**
       
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	1
IA
1A
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	18
VIIIA
8A
	1
	1
H 
1.008
	2
IIA
2A
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	13
IIIA
3A
	14
IVA
4A
	15
VA
5A
	16
VIA
6A
	17
VIIA
7A
	2
He
4.003
	2
	3
Li
6.941
	4
Be 
9.012
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	5
B
10.81
	6
C
12.01
	7
N
14.01
	8
O
16.00
	9
F
19.00
	10
Ne
20.18
	3
	11
Na 
22.99
	12
Mg 
24.31
	3
IIIB
3B
	4
IVB
4B
	5
VB
5B
	6
VIB
6B
	7
VIIB
7B
	8
	9
	10
	11
IB
1B
	12
IIB
2B
	13
Al
26.98
	14
Si
28.09
	15
P
30.97
	16
S
32.07
	17
Cl
35.45
	18
Ar
39.95
	
	
	
	
	
	
	
	
	------- VIII -------
------- 8 -------
	
	
	
	
	
	
	
	
	4
	19
K
39.10
	20
Ca
40.08
	21
Sc
44.96
	22
Ti
47.88
	23
V
50.94
	24
Cr
52.00
	25
Mn
54.94
	26
Fe
55.85
	27
Co
58.47
	28
Ni
58.69
	29
Cu
63.55
	30
Zn
65.39
	31
Ga
69.72
	32
Ge
72.59
	33
As
74.92
	34
Se
78.96
	35
Br
79.90
	36
Kr
83.80
	5
	37
Rb
85.47
	38
Sr
87.62
	39
Y
88.91
	40
Zr
91.22
	41
Nb
92.91
	42
Mo
95.94
	43
Tc
(98)
	44
Ru
101.1
	45
Rh
102.9
	46
Pd
106.4
	47
Ag
107.9
	48
Cd
112.4
	49
In
114.8
	50
Sn
118.7
	51
Sb
121.8
	52
Te
127.6
	53
I
126.9
	54
Xe
131.3
	6
	55
Cs
132.9
	56
Ba
137.3
	57
La*
138.9
	72
Hf
178.5
	73
Ta
180.9
	74
W
183.9
	75
Re
186.2
	76
Os
190.2
	77
Ir
190.2
	78
Pt
195.1
	79
Au
197.0
	80
Hg
200.5
	81
Tl
204.4
	82
Pb
207.2
	83
Bi
209.0
	84
Po
(210)
	85
At
(210)
	86
Rn
(222)
	7
	87
Fr
(223)
	88
Ra
(226)
	89
Ac~
(227)
	104
Rf
(257)
	105
Db
(260)
	106
Sg
(263)
	107
Bh
(262)
	108
Hs
(265)
	109
Mt
(266)
	110
---
()
	111
---
()
	112
---
()
	
	114
---
()
	
	116
---
()
	
	118
---
()
	Lanthanide Series*
	58
Ce
140.1
	59
Pr
140.9
	60
Nd
144.2
	61
Pm
(147)
	62
Sm
150.4
	63
Eu
152.0
	64
Gd
157.3
	65
Tb
158.9
	66
Dy
162.5
	67
Ho
164.9
	68
Er
167.3
	69
Tm 168.9
	70
Yb
173.0
	71
Lu
175.0
	
	
	Actinide Series~
	90
Th
232.0
	91
Pa
(231)
	92
U
(238)
	93
Np
(237)
	94
Pu
(242)
	95
Am
(243)
	96
Cm
(247)
	97
Bk
(247)
	98
Cf
(249)
	99
Es
(254)
	100
Fm
(253)
	101
Md
(256)
	102
No
(254)
	103
Lr
(257)
	
	
�
RELAÇÕES NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS
algumas propriedades dos átomos são mensuráveis e mostram variações periódicas em função do número atômico. Estudaremos, entre elas, o raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade e caráter metálico. 
CARGA NUCLEAR EFETIVA: Para entender as propriedades dos átomos, devemos estar familiarizados não apenas com as configurações eletrônicas, mas também com a intensidade da força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Alei de Coulomb de atração indica que a força da atração entre as duas cargas elétricas depende da magnitude das cargas e da distância entre elas. Portanto, a força de atração entre um elétron e o núcleo depende da magnitude da carga nuclear líquida agindo no elétron e da distância média entre o núcleo e o elétron. A força de atração aumenta na mesma proporção que a carga nuclear, e diminui á medida que o elétron se afasta do núcleo.
Em um átomo polieletrônico, cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido pelos outros elétrons. Em geral, existem tantas repulsões elétron-elétron que não podemos analisar exatamente a situação. Entretanto, podemos estimar a energia de cada elétron considerando como ele interage com o ambiente médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no átomo. Essa abordagem permite-nos tratar cada elétron individualmente como se ele estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade eletrônica vizinha dos outros elétrons. Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada no núcleo, chamada carga nuclear efetiva. A carga nuclear efetiva, Z*, agindo em um elétron é igual ao número de prótons no núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o elétron em questão:
Z* = Z - S
Como S representa uma média, não é necessário que ele seja um número inteiro.
Muitas das propriedades dos átomos são determinadas pela carga nuclear efetiva sofrida por seus elétrons mais externos, ou de valência. Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais externo diminui a carga nuclear efetiva agindo em um elétron mais externo. Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos elétrons mais internos blinda ou protege os elétrons mais externos de carga total do núcleo. Uma vez que os elétrons mais internos estão localizados basicamente entre o núcleo e os elétrons mais externos, eles são mais eficientes em blindar os elétrons mais externos. Por outro lado, os elétrons de mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros da carga do núcleo. Como resultado, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos é determinada basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons mais internos.
A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta com o número atômico no período da tabela. Apesar de o número de elétrons internos permanecerem constante, a carga nuclear real aumenta. Os elétrons de nível mais externo adicionados para contrabalançarp aumento da carga nuclear efetiva blindam uns aos outros com muito pouca eficiência. Logo, a carga nuclear efetiva aumenta progressivamente. 
Descendo em uma família, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons dos níveis mais externos varia muito menos do que varia ao longo do período. Por exemplo, esperaríamos que a carga nucelar efetiva para os elétrons mais externos no lítio e no sódio fosse aproximadamente a mesma, em torno de 3 – 2 = 1+ para o lítio e 11-10 = 1+ para o sódio. Entretanto, a carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que descemos na família, porque cernes de elétrons maiores são mais eficientes em blindar a carga nuclear dos elétrons mais externos. 
RAIO ATÔMICO : os átomos não são como bolas de bilhar. Um orbital atômico não tem uma fronteira nítida, além da qual não se encontram elétrons. Como podemos, então, definir o tamanho ou o raiode um átomo? Para os átomos que formam moléculas diatômicas simples, como Cl2, o raio atômico pode definir-se experimentalmente dividindo-se por 2 a distância entre os respectivos centros. Na molécula de Cl2 a distância do centro de um átomo ao centro de outro é de 200 pm, o que dá ao cloro um raio de 100 pm. Com esta e outras técnicas foi possível organizar um conjunto razoável de raios atômicos aproximados, derivados de medidas de distâncias interatômicas. 
Íons positivos (cátions) se formam por perda de elétrons e são sempre menores do que os átomos de que provêm, e íons negativos (ânions) são maiores do que os átomos que lhe deram origem. Um exemplo é o caso do vanádio, V, que tem um raio atômico de 1,31Å; os raios iônicos do V2+, V3+ e V4+ são, 0,88; 0,74 e 0,60Å, respectivamente. 
Para os elementos dos grupos principais (ou grupos A) os raios atômicos diminuem quando se percorre um período da esquerda para a direita e aumentam quando se desce a coluna de um grupo da tabela periódica.
Como poderíamos explicar o decréscimo do raio atômico no mesmo período? Quando colocamos os átomos no período, adicionamos elétrons na camada de valência, enquanto que há, simultaneamente, um aumento na carga nuclear. TODOS os elétrons são atraídos mais fortemente e então eles ficam mais próximos ao núcleo. Ou seja, a atração entre o núcleo e os elétrons aumenta e o raio atômico diminui. Este efeito é mais claro no segundo e terceiro período, que não incluem os elementos de transição. 
Como poderíamos explicar o aumento do raio atômico quando se desce a coluna de um mesmo grupo? Ao descer a coluna de um grupo os elétrons são localizados em orbitais cada vez mais afastados do núcleo. Então os raios aumentam.
Para os elementos de metais de transição (nos períodos 4, 5 e 6) o decréscimo dos raios atômicos quando se percorre um período da esquerda para a direita é interrompido quando o elemento está no meio do período. Por que? Lembre-se que quando percorremos a série dos elementos de transição, a adição de elétrons não é feita na camada de valência, mas no subnível (n-1)d. A distância média entre o núcleo e estes elétrons é menor do que a distância média entre o núcleo e a camada de valência, e assim estes elétrons internos servem parcialmente de proteção entre os elétrons externos e a força de atração exercida pelo núcleo. Isto equivale a dizer que os elétrons externos experimentam uma repulsão dos elétrons internos e que esta repulsão compensa parcialmente a atração nuclear. O efeito de blindagem dos elétrons internos sempre reduz a carga positiva que os elétrons externos "sentem". 
Percorrendo o quarto período da tabela periódica, no qual se encontram metais de transição, observa-se que no final da série o subnível d da segunda camada se aproxima de sua população máxima, 10 elétrons, e a densidade da carga eletrônica nesta camada se torna muito alta, aumentando o efeito da blindagem e reduzindo a carga nuclear efetiva. Então os elementos do final desta série se tornam maiores. Somente depois de uma série de elementos de transição ter sido completada, por preenchimento da subcamada d, em sua capacidade total de 10 elétrons, os elétrons adicionais preenchem a camada de valência , causando a retomada da contração através do período.
Nos lantanídeos podemos observar um efeito ainda maior de blindagem pelos elétrons internos. Percorrendo esta série, adicionamos elétrons na camada (n-2), enquanto aumenta simultaneamente a carga nuclear. O aumento do efeito de blindagem dos elétrons da subcamada f, muito interna, cancela quase totalmente o aumento da carga nuclear, resultando somente uma pequena contração através da série. Indo de um lantanídeo para outro, o efeito de blindagem exercido pelos elétrons internos resulta num pequeno aumento da carga nuclear efetiva. Assim, a contração do raio é de 0,001nm entre um átomo e outro, mas como eles são 14 elementos na série, há uma contração total de 0,013 nm. Esta contração total é chamada de contração lantanídica. 
OBS : a variação de tamanho num grupo B (de metais de transição) é menos espetacular do que entre elementos do grupo A (grupo principal). Indo de qualquer elemento do quarto período ao elemento imediatamente abaixo, no quinto período, há um apreciável aumento no raio atômico. Do quinto para o sexto período, entretanto, não há praticamente nenhuma mudança. Por que? A resposta é a contração lantanídica. Como já foi salientado, o preenchimento da camada 4f faz com que o lutécio, o último dos lantanídeos, seja 0,013nm menor em raio do que o lantânio. Isto significa que os elementos depois do lutécio têm tamanhos menores do que os esperados, porque suas cargas nucleares são maiores do que deveriam ser se os lantanídeos não estivessem antes deles. A contração lantanídica quase cancela totalmente o efeito da adição da "última" camada, no sexto período, e assim o sexto e o quinto períodos dos elementos de transição são semelhantes nas dimensões atômicas. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO : é a quantidade de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo gasoso isolado. As energias de ionização são determinadas a partir de dados espectroscópicos e são medidas usualmente em kJmol-1. É possível remover mais que um elétron da maioria dos átomos. A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o primeiro elétron, transformando M em M+. A segunda energia de ionização é a quantidade de energia necessária para remover o segundo elétron e converter M+ a M2+ . Fornecendo-se a quantidade de energia equivalente à terceira energia de ionização é possível transformar M2+ em M3+, e assim por diante.
	Os fatores que influenciam a energia de ionização são: 
1. o tamanho do átomo; 2. A carga do núcleo; 3. A eficiência com que os níveis eletrônicos blindam a carga nuclear; 4. O tipo de elétron envolvido (s, p,d,f). 
Estes estão geralmente correlacionados. Em um átomo pequeno os elétrons se encontram firmemente ligados, ao passo que em um átomo maior os elétrons estão menos firmemente ligados. Assim, a energia de ionização diminui à medida que o tamanho do átomo aumenta.
Comparando-se a primeira e a segunda energia de ionização para os elementos do grupo I percebe-se que a energia necessária para a remoção do segundo elétron é maior. De fato, é cerca de 7 a 14 vezes maior que a primeira energia de ionização. A segunda energia de ionização é tão elevada que o segundo elétron não é removido. A grande diferença entre a primeira e a segunda energia de ionização está relacionada com a estrutura eletrônica dos elementos do grupo I. Eles apresentam apenas 1 elétron no nível mais externo. Assim, enquanto que é relativamente fácil remover esse elétron externo, a remoção do segundo elétron requer uma quantidade de energia muito maior, pois isto envolve os elétrons de um nível eletrônico externo completamente preenchido.
Comparando-se as energias de ionização dos elementos do grupo II pode-se notar que a primeira energia de ionização desses elementos é quase o dobro das energias de ionização dos elementos do grupo I, correspondentes. Isso decorre do aumento da carga nuclear, que faz com que os elementos do grupo II sejam menores. Uma vez removido o primeiro elétron, a relação entre as cargas do núcleo e o número de elétrons circundantes aumenta e consequentemente o tamanho diminui. Por exemplo, Mg+ é menor que o átomo de Mg. Assim sendo, os elétrons remanescentes no Mg+ estão ainda mais firmemente ligados, e a segunda energia de ionização é maior que a primeira. 
A energia de ionização também depende do tipo de elétron que é removido. Os elétrons s, p, d e f ocupam orbitais que apresentam formas diferentes. Um elétron s pode se aproximar mais do núcleo e, portanto, encontra-se mais firmemente ligado que um elétron p. Por razões semelhantes, os elétrons p estão mais firmemente ligados que os elétrons d, e os elétrons d mais firmemente ligados que os elétrons f. Caso os demais fatores sejammantidos constantes, as energias de ionização variam na ordem s > p > d > f. 
Em geral, a energia de ionização decresce de cima para baixo num grupo e aumenta ao se deslocar para um período adjacente à esquerda. A remoção de elétrons sucessivos se torna cada vez mais difícil, de modo que: primeira energia de ionização < segunda energia de ionização < terceira energia de ionização. Porém, há diversas exceções para essas generalizações.
AFINIDADE ELETRÔNICA : um átomo também pode receber um elétron. A partícula resultante é um íon negativo. Este processo é normalmente acompanhado por liberação de energia, e tal quantidade mede quão firmemente ligado o elétron se liga ao átomo. A AFINIDADE ELETRÔNICA de um átomo é definida como a quantidade de energia liberada quando um átomo no seu estado fundamental gasoso (isolado) recebe um elétron. Como no caso da energia de ionização, a afinidade eletrônica pode ser expressa em qualquer unidade de energia. Elétron-volt (por átomo) é comumente usado. 
	As afinidades por elétron aumentarão com o decréscimo do tamanho do átomo. Elas dependerão também da carga nuclear : quanto maior o valor da carga atraindo um elétron, maior será o decréscimo de energia sofrido por ele, à medida que penetra em mum orbital do átomo. Uma vez que os raios diminuem e a carga nuclear aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período, do grupo I para o grupo VII, as afinidades por elétrons serão maiores para os elementos do grupo VII. Dentro de um grupo ou família, as afinidades por elétron são habitualmente maiores para o primeiro membro. 	
Através de um período, os valores de afinidade eletrônica aumentam com o aumento da carga nuclear. Cada metal alcalino tem uma pequena afinidade eletrônica. Os elementos seguintes, os metais alcalinos terrosos têm maior afinidade eletrônica. Isto pode ser explicado pelo fato de que estes átomos podem aceitar elétrons na subcamada 2p e 3p, respectivamente. Entretanto, F, O e N têm, irregularmente, baixas afinidades por elétron, porque seu pequeno tamanho lhes confere densidade de elétrons excepcionalmente altas. 
ELETRONEGATIVIDADE : energia de ionização e a afinidade eletrônica são medidas quantitativas da facilidade com que os átomos perdem ou ganham elétrons em condições específicas. Um resumo conveniente destas propriedades está englobado na ESCALA DE ELETRONEGATIVIDADE. Essa escala representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7, ao fúor, com eletronegatividade 4,0. Ao contrário da afinidade eletrônica e da energia de ionização, a eletronegatividade pode ser considerada para elementos em quaisquer circunstâncias, quer como átomos livres ou como parte de moléculas. 
	Como era de se esperar, a variação periódica de eletronegatividade segue paralela à da energia de ionização, afinidade por elétron, tamanho atômico e similares, sendo o flúor o elemento mais eletronegativo e o césio o elemento menos eletronegativo.
	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. Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas propriedades químicas dos elementos. Compostos formados por elementos muito distantes em eletronegatividade, são mais iônicos do que compostos comstituídos por elementos de eletronegatividade próximas. 
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Assim, o comportamento de um elétron em um átomo é descrito matematicamente por uma função de onda, ou orbital. Cada função de onda contém 3 variáveis chamadas números quânticos, representados por n, l e ml. Estes números quânticos descrevem o nível de energia de um orbital e definem a forma e orientação da região no espaço onde o elétron será encontrado. 
Vejamos com detalhes :
Número quântico principal (n) : indica o nível de energia do elétron no átomo. Teoricamente, o valor de n pode ser qualquer número inteiro positivo de 0 a . Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n varia de 1 a 7. Esses níveis correspondem às sete camadas (K, L, M, N, O,P, Q) do modelo de Rutheford-Bohr. 
Número quântico secundário ou azimutal (l) : indica a energia do elétron no subnível. Um nível de energia n é formado por subníveis de energia, cujos valores de l variam de 0 a (n-1). Como, teoricamente, são possíveis infinitos níveis de energia para o elétron, são também teoricamente possíveis infinitos subníveis de energia. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, os subníveis conhecidos são 4, com os valores de l iguais a 0, 1, 2 ,3 (l=0, subnível s; l = 1, subnível p ; l = 2, subnível d; l =3, subnível f) em ordem crescente. A representação de cada subnível é feita pelo valor de n, seguido da letra que indica o subnível (s, p, d, f). Exemplo : 1s representa o subnível s (l=0) do primeiro nível; 3d representa o subnível d (l =2) do terceiro nível. 
Existe um 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 da sequência das diagonais.
Número quântico magnético (ml) : indica a energia do elétron no orbital. O número de orbitais em cada subnível é dado pela equação (2l + 1). Os números quânticos magnéticos (m) variam de -l a + l, passando por zero. 
Os orbitais são representados pelas mesmas letras dos subníveis. Assim, orbitais s, p, d , f são os subníveis s, p, d, f, respectivamente.
Número quântico spin (s) : spin é o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo. Foram introduzidos os números quânticos +1/2 e -1/2 para os dois spins possíveis, denominados spin paralelo e spin antiparalelo. 
FORMA GEOMÉTRICA DOS ORBITAIS : os orbitais têm formas geométricas bastante variadas, que podem ser calculadas com auxílio de equações matemáticas. 
Os orbitais s : todas as camadas eletrônicas possuem os orbitais s, que são esferas. Cada orbital s pode conter, no máximo, 2 elétrons. 
Os orbitais p : a partir da segunda camada eletrônica além de um orbital esférico do tipo s (com um ou dois elétrons). Poderão surgir até 3 orbitais alongados (forma de halteres), denominados orbitais p; os 3 orbitais p estão orientados segundo 3 eixos perpendiculares entre si.
Os orbitais d : a terceira camada e as camadas superiores apresentam os orbitais d, que diferem dos orbitais s e p porque apresentam 2 formatos diferentes. Quatro dos 5 orbitais apresentam quatro lóbulos . O quinto orbital é semelhante em formato aos orbitais p, mas apresenta uma região adicional onde existe a probabilidade de se encontrar elétrons. 
Os orbitais f : os 7 orbitais f são mais complexos ainda, apresentando 8 lóbulos de probabilidade máxima de se encontrar elétrons.
CONCEITOS
- Orbitais: correspondem aos estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo. Cada orbital no átomo acomoda no máximo dois elétrons e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos emparelhados.
- Spin Eletrônico: é uma propriedade possuída pelos elétrons. Quando há dois elétrons no mesmo orbital, seus spins estão em direções opostas, havendo um compensação de forças magnéticas.
- Paramagnetismo: dois elétrons com spins em direções opostas são ditos spins antiparalelos, não são atraídos por um campo elétrico sendo por isso classificado como diamagnético. Por causa do efeito magnético produzido pela presença de um elétron desemparelhado em um átomo, uma substância que contém um ou mais elétrons desemparelhados é fracamente atraída em um campo magnético. Este comportamento é chamado paramagnetismo.
- Subcamadas: Os orbitais em um átomo são agrupados em conjuntos chamados subcamadas. Em átomos no seu estado fundamental quatro tipos de subcamadas são ocupadas pro elétrons, designadas por s, p,d e f, que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.
- Camadas: Um agrupamento de subcamadas é denominado camada. Todos os elétrons em uma dada camada estão a mesma distância média do núcleo. Dois métodos equivalentes são normalmente utilizados para a designação das camadas: K, L, M, N etc.; isto é, a primeira camada (n=1) é denominada camada K, a segunda camada (n=2) é L, e assim por diante.
O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Para definir um orbital são necessários três números quânticos n, l e m. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que eles tenham spins opostos. Um número quântico adicional é necessário para definir o spin de um elétron no orbital. Portanto, são necessários quatro números quânticos para definir a energia de um elétron num átomo. O Princípio da Exclusão de Pauli diz que os dois elétrons de um orbital não podem ter iguais os quatro números quânticos. Trocando os números quânticos , é possível calcular o número máximo de elétrons contidos em cada um dos níveis energéticos principais.
A REGRA DE HUND E A CONSTRUÇÃO DOS ÁTOMOS
O elemento mais simples, o hidrogênio, possui um elétron, que ocupa o nível 1s, este nível tem número quântico principal n=1, e número quântico secundário l=0.
O hélio possui dois elétrons. O segundo elétron também ocupa o orbital 1s. Isso é possível porque os dois elétrons apresentam spins opostos. O nível 1s está assim completo.
O elemento seguinte, o lítico, apresenta três elétrons. O terceiro elétron ocupa o próximo nível energético, que é o nível 2s, de número quântico principal n=2 e número quântico secundário l=0.
O quarto elétron do berílio também ocupa o nível 2s. O boro deve ter seu quinto elétron no nível 2p, pois o nível 2s estará completamente preenchido. O sexto elétron do carbono estará também no nível 2p. A regra de Hund estabelece que o número de elétrons não emparelhados num dado nível energético é o máximo. Assim, no estado fundamental, os dois elétrons p do carbono estão desemparelhados. Eles ocupam orbitais p separados e possuem spins paralelos.
Para mostrar a posição dos elétrons num átomo, usam-se os símbolos 1s, 2s, 2p, etc. para indicar o nível energético principal e o subnível. Um índice indica o número de elétrons em cada série de orbitais. Por exemplo, o hidrogênio contém 1 elétron, o que se indica por 1s1 . No hélio, o nível 1s contém 2 elétrons, o que se indica por 1s2 . As estruturas eletrônicas podem ser escritas como abaixo:
H=1s1 
He=1s2 
Li=1s2 2s1 
Be=1s2 2s2 
B=1s2 2s2 2p1 
C =1s2 2s2 2p2
Uma maneira alternativa de representar a estrutura eletrônica de um átomo é representar os orbitais por quadrados e os elétrons por pequenas setas:
H=
Be=
O=
SEQÜÊNCIA DE NÍVEIS ENERGÉTICOS
É importante conhecer a seqüência segundo a qual os níveis energéticos são preenchidos. A figura abaixo constitui um auxílio útil. Vêja-se pela figura que a seqüência de preenchimento dos níveis energéticos é: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, etc.
Faça a distribuição eletrônica conforme o sentido das setas mostradas na figura acima. Exemplo: Distribuição eletrônica para o oxigênio, o qual possui número atômico 8, portanto número de elétrons igual a 8.
=1s2 2s2 2p4 
Obs.: O máximo de elétrons em cada orbital é:
- orbital s=2
- orbital p=6
- orbital d=10
- orbital f = 14
_1019290191.doc