TABELA PERIÓDICA

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Tabela Periódica
MoscoviumNihonium Tennessine Oganesson
japoneses, 
entre 2004 
e 2012.
estado de 
Tennessee, 
Yuri 
Oganesion 
Moscow
http://1.bp.blogspot.com/-mgbEMjRg29g/WK38IiPDahI/AAAAAAAAIxw/sxPEc63JR7Yr43DkdvOcJAT4Ps-3blKyACK4B/s1600/111.png
- Uma lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas,
foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Os elementos estavam
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.
- Em 1829, Johan Döbereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de
agrupar os elementos em tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas
massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes.
- Em 1869, Mendeleyev 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.
- Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.
Tabela Periódica
Desde o início do século 19, muitas tentativas foram feitas para encontrar
um padrão entre os elementos químicos que refletissem as mesmas
tendências nas propriedades físicas e químicas.
Tabela Periódica
I - Tabela de Mendelev
A Tabela do químico Russo Mendeleev :
1- Arranjou os elementos em ordem do aumento de massas atômicas;
2- Agrupou os elementos com propriedades químicas similares em colunas.
3- Deixou espaços vazios na tabela para elementos que seriam possivelmente
descobertos (Preveu a existência e propriedades dos elementos químicos. Depois os
elementos Ga e Ge foram descobertos e mostrou que Mendelev estava certo!
Porém não era um critério perfeito. Em alguns pontos dessa tabela, o critério 
“massa atômica” pedia que o elemento fosse colocado em uma certa posição, 
mas o critério “propriedades semelhantes” exigia que o elemento fosse 
disposto em posição diferente.
Tabela Periódica ATUAL é organizada em ordem crescente do número atômico 
graças a Moseley que em 1912 desenvolveu uma técnica para determinar o 
número atômico. Mostrou que a carga nuclear (número atômico) , e não a 
massa atômica, é mais fundamental na definição das propriedades químicas 
dos elementos.
II- Periodicidade nas Configurações Eletrônicas:
O comportamento químico e as propriedades dos
elementos em uma família deve estar associado a configuração
eletrônica dos elementos.
(As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus
números atômicos).
A tabela periódica pode ser usada para prever a configuração eletrônica da maioria dos átomos. Em cada região indicada da
tabela os últimos elétrons são adicionados à subcamada designada: IA e IIA ao subníel ns; nos grupos IIIA até o 0 subcamada np,
aos elementos de transição (n-1) d e nos lantanídeos e actinídeos (n-2) f
Períodos:
- Linhas horizontais são denominados períodos.
- Nos períodos os elementos estão dispostos em ordem crescente dos
seus números atômicos(Z). O aumento de Z implica no aumento do
número de prótons(carga nuclear).
- O número do período que o elemento se encontra corresponde ao
número de camadas ocupadas por elétrons nesse elemento.
Ex: 11 Na = 1s
2, 2s2, 2p6, 3 s1
K L M
3o período - 3a camada(M), subnível s e 1 elétron de valência.
- Átomos de um mesmo período possui o mesmo número de
camadas ocupadas.
- O número do período em que o elemento se encontra corresponde
a camada de valência.
Tabela Periódica Moderna
Grupos
- São representadas pelas linhas verticais na tabela.
Os elementos situados em cada um dos grupos apresentam suas
propriedades físicas e químicas semelhantes pelo fato de possuírem, com algumas
exceções, a mesma configuração eletrônica da camada de valência.
Pela IUPAC (sigla em inglês: União Internacional da Química Pura e Aplicada) os
grupos são representados por números que vai de 1 a 18.
Os Grupo eram denominadas como:
IA, metais alcalinos
IIA,metais alcalinos-terrosos
IIIA, família do Boro
IVA, família do Carbono
VA,família do Nitrogênio
VIA,Calcogênios
VIIA, Halogênios
VIIIA, gases nobres
I,II,III, IV,V, VI, VII e VIIIB(três colunas verticais)
Lantanídeos- Z=57-70(6o Período, 3B) e Actinídeos – Z=89-102(7o Período, 3B) 
Elementos transurânicos Z 92 e Elementos cisurânicos Z< 92
O Hidrogênio pode ser posicionado, isoladamente, na
parte superior da tabela periódica. Pois apresenta
propriedades diferentes de todos elementos da tabela
periódica.
Alguns autores posicionam o H acima do lítio (família
1A) tabela enquanto outros colocam na família 7A, acima do
flúor. Contudo, o hidrogênio pouco apresenta das
propriedades dos metais alcalinos ou dos halogênios
Hidrogênio
Hélio
Está no bloco s, mas é mostrado no bloco p, porque é
um gás cujas propriedades combinam com aquelas dos gases
nobres do grupo 18 do que com os metais reativos do grupo 2
HIDROGÊNIO
- Configuração Eletrônica: 1s 1
- Não se ajusta nitidamente na Tabela Periódica:
grupo1 (1A) ou grupo 17 (7A) –1 eletrón de valência
-Pode ocorrer na forma de ânion: íon hidreto(H-)
na forma de cátion: íon hidrogênio(H+)
Íon hidreto (H-) é semelhante aos íons haletos,
Ex: NaH (Na+ H-)
Íon hidrogênio é semelhante aos cátions de metais alcalinos.
Ex: H2O + H 
+ → H3O
+
Compostos moleculares com não-metais: CH4, NH3, H2O
Compostos moleculares com halogênios: HCl, HI, HBr
IV- Periodicidade das Propriedades Atômicas
Raio Atômico:
- É definido como a metade da distância entre os núcleos de
dois átomos vizinhos.
Usamos a distância entre centros de átomos vizinhosos numa
amostra sólida.
Raio Atômico
- Num Grupo como do Li ao Cs, o raio atômico
aumenta de cima para baixo porquê há um aumento
do número de camadas ocupadas por elétrons.
- Num Grupo adiciona-se um nível de energia
ao átomo, logo, a distância média do núcleo até o
limite mais externo aumenta. Os átomos se tornam
maiores à medida que elétrons são colocados nesses
níveis.(O efeito blindagem aumenta compensando o
aumento da carga nuclear).
- Num Período, como do Li ao Cs, o raio atômico
aumenta da direita para à esquerda porque, para um
mesmo número de camadas ocupadas, os elementos
situados à esquerda possuem uma carga nuclear menor.
- Num período, de um mesmo bloco estão sendo
adicionados no mesmo nível de energia. Assim esperamos
que um átomo tenha aproximadamente o mesmo tamanho
ao longo do período. Mas cada vez que um elétron é
adicionado, um próton é simultâneamente adicionado no
núcleo.Os elétrons vão sendo espalhados na mesma
camada e assim não ficam blindados da carga nuclear. O
aumento de carga positiva no núcleo puxa os elétrons para
mais perto do núcleo(aumento da carga nuclear efetiva),
resultando uma diminuição gradual do raio atômico ao
longo da linha.
Raio Atômico
Ao descermos em um grupo, o raio atômico aumenta: Efeito do aumento no número quântico principal (n)
Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores:
Efeito da carga nuclear efetiva, Zef. . 
Zef aumenta ao longo do período, aumentando a atração entre o núcleo e os elétrons na última camada.
Raio Iônico
O raio iônico de um elemento é sua parte na distância
entre íons vizinhos em um sólido iônico
Ex: MgO
- Crescem de cima para baixo num grupo e decrescem da
esquerda para a direita em um período
Raio Iônico
Os Cátions são menores que seus átomos geradores e
os Ânions são maiores
Ex: Átomos isoeletrônicos: Na+ , F- e Mg2+
Apesar da mesma Configuração eletrônica: 1s2,2s2, 2p6,
seus raios diferem, pois eles têm diferentes cargas
nucleares
Na+ (carga nuclear, P=11), 
Mg2+(carga nuclear, P=12)
F- (carga nuclear, P=9)
Os Cátions são menores que seus átomos geradores e
os Ânions são maiores
Corresponde a energia mínima necessária para remover um
elétron de um átomo gasoso, isolado, em seu estado fundamental.1o Potencial de ionização: Energia necessária para retirar um elétron:
M(g) + Energia  M(g)
+ + 1e-
Na(g) + Energia  Na(g)
+ + 1e-
Na(g) (11p+11e-) + PI= 5,1ev Na(g)+(11p+10e-) + 1ev
2o Potencial de ionização: Energia necessária para retirar um segundo 
elétron:
M+(g) + Energia  M(g)++ + 1e-
Mg+ (g) (12p+12e-) + 1º PI= 7,6ev  Mg(g) ++ + 1e -
Mg+ (g) (12p+11e-) +2º PI= 15,0 ev Mg(g) ++(12p+10e -) + 1ev
Energia ou Potencial de Ionização:
Num período ou num grupo (família), o potencial de ionização será
tanto maior quanto menor for o raio atômico do átomo. Isto é fácil de
entender, pois, quanto maior for a carga do íon positivo, o mesmo
número de prótons estará atraindo menor quantidade de elétrons, e
conseqüentemente o raio atômico irá diminuir, logo a EI aumenta
Energia ou Potencial de Ionização:
Energia ou Potencial de Ionização:
Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
É a quantidade de energia(E), envolvida no 
processo em que um átomo isolado gasoso, no seu 
estado fundamental, recebe um elétron, formando 
um íon negativo.
M(g) + 1e-  M(g)- + Energia 
Cl(g) + 1e-  Cl(g)- + Energia
Cl(g) (17p+17e-)+1e-Cl(g)-(17p+18e-) +E=3,61ev 
 
Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
Quanto menor for o raio do átomo maior será a
Eletroafinidade
Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
O primeiro valor corresponde a formação do íon com carga unitária e o
segundo valor é a energia para formar o íon duplamente carregado
Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
EFEITO DO PAR INERTE
É a tendência de formar íons com carga 2 unidades mais
baixa do que a esperada para o número do grupo
É mais pronunciado nos elementos pesados do bloco p
Nos últimos períodos da Tabela, os elétrons s têm energia 
muito baixa por causa de sua boa penetração e baixa 
capacidade de blindagem do eletrons d
Estados mais comuns: 
Tl +1 Pb +2 Bi +3
Tl: [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p1
É uma similaridade de propriedades
entre vizinhos diagonais nos grupos
principais da tabela periódica
Relação Diagonal
Ex:
Li e Mg reagem com 
nitrogênio para formar 
nitretos 
Be e Al reagem com
ácidos e bases
B e Si formam estruturas
moleculares do tipo
poliméricas