Trabalho de Quimica I - Tabela Periodica

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A História da Tabela Periódica
 
Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi à 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.
· 1829 - Tríades de DÖBereineR:
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.
	Elemento
	Massa atômica
	Cálcio
Estrôncio
Bário
	40
88  >>> (40 + 137)/2 = 88,5
137
	1817 - Leis das tríades de Döbereiner
	
· 1863 - Parafuso Telúrico de Chancourtois:
 
Em, 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. 
· 1864 - Lei das Oitavas de Newlands:
 
John A.R. Newlands, sugeriu 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.
 
Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudessem organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas.
 
A base teórica na quais os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida na época e permaneceu assim por décadas.
1864 - As leis das oitavas de Newland
· 1872 - 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.
· 1913 - A descoberta do número atômico:
 
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 precisam 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. A 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.
O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, é recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 a 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.
TABELA PERIÓDICA E SUAS PROPRIEDADES:
As propriedades periódicas são aquelas que, na medida em que o número atômico aumenta, assumem valores semelhantes para intervalos regulares, isto é, repetem periodicamente.
· Raio atômico:
É uma característica difícil de ser determinada, mas de maneira geral, podem ser usado dois fatores: 
Número de níveis (camadas): Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. Se os átomos comparados tiverem o mesmo número de níveis (camadas), usaremos:
Números de prótons (número atômico Z): o átomo que apresentar o maior número de prótons exerce uma maior atração sobre os seus elétrons, o que ocasiona uma diminuição do seu tamanho (atração núcleo-elétron).
· Energia de ionização:
É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
De maneira geral podemos relacionar a energia de ionização com o tamanho do átomo, pois quanto maior for o raio atômico, mais fácil será remover o elétron mais afastado (ou externo), visto que a força de atração núcleo-elétron será menor. 
Generalizando: Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização. 
 
· Afinidade Eletrônica ou eletroafinidade:
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, "captura" um elétron. Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica.
· Eletronegatividade:
É a forca de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.
A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração tem uma relação com o raio atômico.
Generalizando: Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será à força de atração, pois à distância núcleo-elétron da ligação é menor. Também não é definida para os gases nobres.
 
· Eletropositividade ou Caráter Metálico:
 Eletropositividade é a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions.
Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois uma de suas características é a grande capacidade de perder elétrons. Entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade, há uma relação genérica, uma vez que quanto maior o tamanho do átomo, menor a atração núcleo-elétron e, portanto, maior a sua facilidade em perder elétrons. Também não está definida para os gases nobres.
· Reatividade:
A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade. 
· Propriedades Físicas dos Elementos: 
As propriedades físicas são determinadas experimentalmente, mas, em função dos dados obtidos, podemos estabelecer regras genéricas para sua variação, considerando a posição do elemento na tabela periódica.
· Densidade:
Num período: A densidade cresce das extremidades para o centro
Numa família: A densidade cresce de cima para baixo.
Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela, sendo o Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).
FAMÍLIAS DA TABELA PERÍODICA:HYPERLINK "http://www.quiprocura.net/elementos/descricao/acta.htm" 
· Família dos metais alcalinos:
Os metais alcalinos são elementos muito reativos e de grande importância para a vida dos seres vivos, possuem configuração eletrônica da camada de valência igual a ns1. Isso possibilita que os elementos formem íons carregados positivamente com carga +1.
Correspondem aos metais da família 1A:
Li (Lítio), Na (Sódio), K (Potássio), Rb (Rubídio), Cs (Césio), Fr (Frâncio). 
· Família dos metais alcalinos terrosos:
Os elementos do grupo 2 possuem configuração eletrônica da camada de valência, igual a ns2, o que possibilitam a eles a formação de íons carregados com carga +2.
Correspondem aos metais da família 2A:
Be (Berílio), Mg (Magnésio), Ca (Cálcio), Sr (Estrôncio), Ba (Bário), Ra (Rádio)
· Família B: 
Os elementos pertencentes aos grupos 3 ao 12 são também chamados de metais de transição. Os elementos de transição são considerados os possuidores dos orbitais de valência 3d, 4d e 5d, além dos lantanídeos e os actinídeos, que possuem orbitais de valência 4f e 5f. Os lantanídeos e os actinídeos são denominados elementos de transição interna.
 Os elementos de transição possuem características que os diferenciam de qualquer outro conjunto de grupos de elementos da Tabela Periódica. Todos os elementos de transição são metais e possuem alta condutividade térmica e elétrica.
A família 8B é formado por 9 elementos que formam as seguintes tríades: 
· Primeira Tríade: ferro, cobalto, níquel;
· Segunda Tríade: rutênio, ródio, paládio;
· Terceira Tríade: ósmio, irídio, platina.
Lantanídeos:
Os elementos da série dos lantanídeos são também conhecidos como lantanóides ou terras-raras.
O termo terra-rara foi usado, inicialmente, para descrever qualquer óxido de ocorrência pouco conhecida e até, aproximadamente, 1920, ThO2 e ZrO2 eram incluídos como terras-raras. 
Depois de algum tempo, a denominação terras-raras passou a ser empregada para os elementos e não mais para os seus óxidos. Esta classificação passou a ser mais restrita, sendo dada para elementos que dificilmente se separam.
Os metais terras-raras, geralmente, ocorrem na natureza juntos, no mineral monazita e gadolinita.
Actinídeos:
Os elementos da série dos actinídeos também são chamados de actinóides. Eles formam um grupo de 14 elementos, excluído o actínio. 
O nome actinídeo é uma referência ao actínio, o protótipo da série.
· Família dos calcogênios:
Os calcogênios (elementos do Grupo 16) possuem caráter metálico menos intenso que os elementos que se encontram no grupo 15, ou inferior. Sendo o oxigênio e o enxofre os que possuem maior caráter não metálico, deste grupo de elementos. 
Estes elementos possuem configuração eletrônica da camada de valência igual a ns2np4 e apresentam a capacidade de forma pelo menos um íon com carga negativa igual a -2. O polônio é o único elemento deste grupo que não forma íon com carga -2.
Correspondem a coluna 6A:
O (Oxigênio), S (Enxofre), Se (Selênio), Te (Telúrio), Po (Polônio).
· Família dos Halogênios:
Os halogênios possuem caráter não metálico elevado, sendo o flúor o de maior caráter não metálico. 
Os elementos deste grupo possuem configuração eletrônica da camada de valência igual a ns2np5 e todos possuem a capacidade de formar, pelo menos, um íon com número de oxidação -1. 
Correspondem a coluna 7A:
 F (Flúor), Cl (Cloro), Br (Bromo), I (Iodo), At (Astato). 
· Família dos Gases Nobres:
Os elementos do grupo 18 são também conhecidos como gases nobres ou gases raros. Essas denominações são devidas à baixa reatividade e pequena abundância destes elementos no planeta.
Os elementos do grupo 18 possuem configuração eletrônica da camada de valência igual a ns2np6. Eles não têm a capacidade formar íons, em condições normais, assim como os outros elementos. Daí a baixa reatividade destes elementos, e a ausência de compostos naturais de gases nobres. 
Correspondem a coluna 8A ou Zero:
He (Hélio), Ne (Neônio), Ar (Argônio), Kr (Criptônio), Xe (Xenônio), Rn (Radônio). 
* O elemento H (Hidrogênio) não é considerado metal alcalino. Pode ser encontrado tanto na coluna 1A (mais comum) como na 7A. 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA:
· Níveis: 
No modelo Rutherford-Bohr, os elétrons giram em acordo do núcleo em diferentes órbitas. Um conjunto que está a uma mesma distância do núcleo é chamada de Camada Eletrônica.
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 K L M N O P Q
· K - Suporta 2 Elétrons 
· L - Suporta 8 Elétrons 
· M - Suporta 18 Elétrons 
· N - Suporta 32 Elétrons 
· O - Suporta 32 Elétrons 
· P - Suporta 18 Elétrons 
· Q - Suporta 2 Elétrons 
· Subníveis:
· Elementos representativos ( Subníveis s p ):
São elementos químicos cuja distribuição eletrônica, em ordem crescente de energia, termina num subnível s ou p. São elementos representativos todos os elementos da família A (1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A ou 0).
· Elementos de transição (Subníveis d ):
São elementos químicos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, termina num subnível d. São todos os elementos do grupo ou família B (1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B). 
· Elementos de transição interna ( Subníveis f ):
São elementos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, termina num subnível f. São os Lantanóides (Lantanídeos) e os Actinóides (Actinídeos). 
Estão todos na família 3B, sexto e sétimo período respectivamente. 
· Diagrama de Linus Pauling: