Tabela periódica

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Tabela periódica 
Primeiras organizações dos elementos
Tríades de Dobereiner: por volta de 1829, organizou os elementos em grupos de 3 em que “o elemento central da tríade possuía massa atômica, aproximadamente, igual à media aritmética das massas dos outros 2”.
Exemplo:
	Elemento
	Massa atômica
	Li
	7u
	Na
	23u
	K
	39u
Parafuso telúrico de chancourtrois: em 1863, Chancourtois distribuiu os elementos numa linha helicoidal em ordem crescente de massa atômica e verificou que os elementos localizados na mesma vertical apresentava propriedades semelhantes.
Lei das oitavas de Newlandes: em 1864, Newlandes organizou os elementos em ordem crescente de massa atômica e verificou que as propriedades do primeiro eram semelhantes às do oitavo elemento.
Exemplo:
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	Li
	Be
	B
	C
	N
	O 
	F
	Na
	Ca
	Al
	Si
	P
	S
	Cl
Dmitri Ivanovitch Mendeleev (russo) e Julius Lothar Meyer (alemão):
Por volta de 1869, estes 2 cientistas divulgaram uma ideia semelhante sobre a organização dos elementos na tabela periódica. Entretanto, Mendeleev fez o trabalho priorizando as propriedades químicas e Meyer às físicas.
A organização proposta por D.I Mendeleev foi a que mais se aproximou da tabela atual. Na sua tabela, os elementos, os elementos foram colocados em ordem crescente de massa atômica, de modo que, os elementos de uma linha vertical apresentavas propriedades semelhantes.
Em 1913, o físico inglês Henry Moseley propôs uma tabela com base na ordem crescente de número atômico. Desse modo, a lei periódica atual passou a ser enunciada da seguinte forma:
“As propriedade dos elementos químicos são funções periódicas de seus números atômicos”.
Na tabela atual, os elementos estão distribuídos em 18 linhas verticais (grupos ou famílias) e em 7 linhas horizontais (series ou períodos).
 Propriedade gerais dos metais e dos ametais
	Metais 
	Ametais
	Bons condutores de calor e de eletricidade
	Maus condutores de calor e de eletricidade.
	Elevadas maleabilidades e ductibilidade.
	Baixa maleabilidade e ductibilidade
	Elevados pontos de fusão e de ebulição
	Baixos pontos de fusão e de ebulição
	Sólidos nas condições ambientes, com exceção do mercúrio que é liquido
	Podem ser líquidos (Br2) e sólidos (os demais ametais) nas condições ambientes.
	Elevadas tendência em perder elétrons, ou seja, sofre oxidação
	Elevada tendência em ganhar elétrons, ou seja, sou seja ocorre redução
	Tende a apresentar “brilho característico”.
	Não possuem brilho característico.
Obs: as características acima refletem o comportamento geral das substancias. Por exemplo, o diamante (forma alotrópica do carbono) apresenta elevado ponto de fusão apesar de ser um ametal e o grafite (forma alotrópica do carbono) é capaz de conduzir corrente elétrica. Além disso, o iodo (ametal) na forma solida, apresenta brilho semelhante ao brilho metálico.
Os gases nobre são quimicamente inertes, não participando de reações, a não ser em condições especiais. São encontrados na natureza na forma de átomos isolados.
O hidrogênio é o menor elemento da tabela e com propriedades atípicas. Sendo assim, não é classificado em nenhum grupo específico. O hidrogênio é dos elementos mais abundante do planeta, apesar da quantidade de H2 na atmosfera terrestre ser muito pequena. Ele é encontrado na crosta terrestre, nas aguas dos oceanos combustíveis fosses, amônia, carboidratos e proteínas, entre outros tipos de substancias.
Identificação do período (serie): o numero do período em que os elementos se encontra coincide com o número de camadas eletrônicas contendo elétrons na configuração fundamental de um átomo neutro.
Ex: o Ca(Z=20) está localizado no quarto período
20Ca:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Obs: não se deve localizar um elemento a partir da configuração eletrônica do íon deste elemento.
Ex:
12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
12Mg2+: 1s2 2s2 2p6 3s0
Localização do grupo: a identificação do grupo é feita com base na terminação da configuração eletrônica de um átomo neutro no estado fundamental entretanto, para facilitar esse processo, divide-se os elementos conforme comportamento geral abaixo:
	Elementos químicos
	Subníveis mais energético
	Representativo
	s ou p
	Transição externo (transição)
	d
	Transição interna
	f
Ex:
12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 (representativo)
7Na: 1s2 2s2 2p3 (representativo)
21Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 (transição externa)
58Ce: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2 (transição interna)
Elementos representativos: pertencem ao antigo grupo A da tabela periódica podendo ser do bloco s (subnível mais energético) ou do bloco p (subnível mais energético). Cada grupo apresenta um nome característico, conforme resumo abaixo:
	Grupo ou família 
	Denominação
	Terminação
	1A (1)
	Matais alcalinos 
	Ns1
	2A (2)
	Metais alcalinos terrosos
	Ns2
	3A(13)
	Família do borro 
	Np1
	4A(14)
	Família do carbono
	Np2
	5A(15)
	Família do nitrogênio
	Np3
	6A(16)
	Calcogênios
	Np4
	7A(17)
	Halogênio 
	Np5
	8A(18)
	Gases nobres
	Np6
Elementos de transição interna (metais do bloco f): apresenta o subnível f como o mais energético. São divididos em lantanídios ou lantanoides (4f subnível mais energético) e actinoides ou actinoides (5f subnível mais energético). Apresenta a seguinte terminação geral: ns2(n-1)d10(n-2)f1 a 14
Obs: 
I. A IUPAC recomenda o uso soa termos lantanoides e actinoides pois a terminação “ideo” pode ser associado a um íon com carga negativa.
II. Embora o La e o Ac sejam rigorosamente metais do grupo 3, a semelhança química do La os elementos Ce...Lu (coloca o La na série dos lantanoides) e a semelhança química do Ac como os elementos Th...Lr (coloca o Ac na série actinoides).
Propriedades periódicas: são propriedades que varia periodicamente, podendo aumentar ou diminuir como o crescimento do número atômico.
Atenção! Para estudar as propriedades periódicas, faz-se necessário estudar os conceitos de efeito de blindagem e carga nuclear efetiva.
Zef. = Z-X
Onde:
· Zef = carga nuclear efetiva
· Z = número atômico
· X = constante de blindagem
Analise a configuração eletrônica do átomo de Li (Z=3)
3Li: 1s2 2s1.
O elemento no orbital 2s está afastado do núcleo e na maioria das veze aso recebe a carga liquida de 3-2=+1..
Pois os dois elementos do orbital 1s protege o elétron de valência da carga total do núcleo que é 3+. Esse efeito protetor exercido pelos elétrons internos é conhecido por efeito de blindagem e a carga liquidada percebida pelos elétrons de valência é a carga nuclear efetiva (Zef).
Obs:
I. Num dado nível de energia, o efeito de blindagem apresenta a seguinte variação: s>p>d>f
II. A carga nuclear efetiva que atua sobre os elétrons de valência aumenta À medida que as camadas são preenchias por elétrons.
Raio atômico (tamanho do átomo): É a metade da distância entre 2 núcleos em 2 átomos adjacentes, ou seja, vizinhos. Podemos interpretar o raio atômico como sendo a distância entre o centro de um átomo e os limites da sua eletrosfera.
O raio atômico pode ser determinado via técnica de difratometria de raios x – distância entre os núcleos.
É importante destacar que:
· O tamanho do átomo é determinado principalmente por seus elétrons, mais externos, pois os mesmos não sentem tanto os efeitos da atração nuclear porque estão protegidos pelas camadas internas. Essa proteção é chamada de blindagem.
· Num grupo, o número de camadas contendo elétrons aumenta de cima para baixo e, portanto neste sentido o raio também aumenta.
· Ao longo de um período, a carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita reduzindo o raio atômico.
Variação periódica geral do raio atômico ao longo de um grupo
Ex:
· 3Li: 1s2 2s2
· 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
· 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Aumenta o número atômico, mantendo o mesmo número de camadas. Desta forma, a atração núcleo-elétron tende a aumentar e, consequentemente o raio tende a diminuir.
Obs:
I. Não devemos confundir raio atômico com raio covalente e com o raio Van der Walls, os que seram compreendidos no estudo de ligações químicas
II. O estudo do raio atômico também depende doconhecimento das contrações “d” e “f”
III. Para uma molécula diatômica simples, por exemplo Cl2 a distância entre os 2 núcleos é denominada distância de ligação e, quando os 2 átomos que formam a molécula são os mesmos, a metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.
.
Raio atômico: o raio atômico de um elemento é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um solido iônico.
Raio (átomo neutro) X raio (íon positivo): quando um átomo neutro se converte em um íon positivo (cátion), o seu raio diminui, pois na repulsões na eletrosfera diminuem. Além disso, a retirada de elétrons pode acarretar redução do número de camadas e, neste caso, a redução do raio é muito acentuada.
Ex:
Raio (átomo neutro) X raio (íon negativo): a adição de elétron, por sua vez, provoca aumento da repulsão na eletrosfera o raio, ou seja, o ânion (íon negativo) é maior do que o seu respectivo átomo neutro
 
Atenção!
A variação do raio numa série isoelétrônico (espécie com o mesmo número de elétrons) segue o seguinte comportamento:
“Maior carga nuclear(Z) menor raio”
Ex: r(12g2+)< r(11Na1+)< r(10Ne)< r(9F1-)< r(8O2-)
Energia de ionização (EI): energia mínima necessária para renovar um elétron de um átomo gessos e no seu estado fundamental
X(g) + energia X(g)1+ + 1e-
Obs: quando se pretende arrancar mais de um eletron de um mesmo átomo, a retirada deve ser eletro de cada vez e o valor da energia vai aumentar, pois com a saída do elétron, o raio atômico diminui já que a atração núcleo-elétron e a repulsão na eletrosfera diminui. Deste modo, pode-se concluir que:
A energia de ionização é uma forma de avaliar a forca em que o elétron se encontra ligado no núcleo. Desse modo, quanto maior for a energia de ionização, mais difícil será a remoção do elétron.
Em geral, quanto menor raio atômico, maior atração núcleo-elétron e, portanto, maior energia de ionização. Portanto, a variação geral da !°EI dos elementos segue o seguinte comportamento:
 
Existem muitas exceções com relação a variação da energia de ionização mostrada na figura abaixo, dentre as quais, podemos destacar
 
I. Conforme o comportamento geral, a 1°EI do boro deveria ser maior que a do berílio. No entanto, observa-se o contrário.
1°EI(Be) > 1°EI(B)
Possível explicação: o subnível 2s está mais próximo do núcleo do que o 2p. sendo assim é mais fácil retirar elétrons do subnível 2p.
4Be: 1s2 2s2
5B: 1s2 2s2 2p1
II. Pelo comportamento geral, o 1°EI do oxigênio deveria ser maior que a do nitrogênio, porém, na pratica observa-se o contrário.
1°EI(N) > 1°EI(O)
7N: 1s2 2s2 2p3
8O: 1s2 2s2 2p4
Possível explicação: a configuração eletrônica do nitrogênio (2p3) é mais simétrica (mais estável) do que a do oxigênio (2p4).
Muito importante!!!!
Nos elementos representativos o número de elétrons na camada de valência (ultima camada) coincide com o número do grupo (classificação antiga). Desse modo, podem-se usar os valores das energias de ionização na previsão do grupo em que os elementos se encontra. Por exemplo, percebe-se que a maior variação da energia de ionização do lítio ocorre entre 1 e o 2° valor, indicando a presença de apenas 1 elétron na última camada do mesmo e, portanto, confirmando que o lítio se encontra no grupo 1 (antiga 1 A) da tabela periódica.
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido
 Afinidade eletrônica ou eletroafiniade(AE): É a energia envolvida, absorvida ou libera, quando se adiciona um elétron ao átomo no estado gasoso.
Representação do processo: X(g) + 1e- X1-(g)
1° caso: adição de elétron com liberação de energia.
Condição: a espécie química formada (ânion) é mais estável que o átomo neutro de origem.
Ex: F(g) + 1e- F1-(g) + energia
2° caso: adição de elétron com absorção de energia
Condição: o ânion formado deve ser menos estável que o seu átomo neutro.
Em geral a afinidade aumenta com a redução do raio (ver abaixo)
Obs:
· A afinidade eletrônica do cloro (Cl) é maior do que à do flúor (F)
· A adição do segundo elétron (2° afinidade eletrônica) ocorre com absorção de energia, ou seja, é um processo endotérmico.
· A afinidade eletrônica indica a tendência do átomo gasoso e isolado atrair e manter o elétron na eletrosfera.
Eletronegatividade: em 1930, Linus Pauling afirmou que a eletronegatividade será uma medida da tendência do átomo em atrair elétrons numa ligação química. Apesar de existir outras escalas de elétrons, por exemplo a escala de Alfred e Rochow, a definição proposta por Pauling ainda é a mais usada.
Segundo a escala proposta por Pauling, o Flúor possui o valor (4,0) mais elevado de eletronegatividade
 
Variação periódica geral da eletronegatividade segundo Pauling.
Obs: 
· Os gases nobres não apresenta tendência em fazer ligações químicas. Portanto, os valores de suas eletronegatividades segundo Pauling, são desprezíveis.
· A eletronegatividade e a afinidade eletrônica estão relacionada com a tração de elétrons. Porém, a eletronegatividade é medida na ligação química e a afinidade no átomo isolado.
Volume atômico (VA): é o volume ocupado por 1,0 mol de átomos (6,02x1023atomos) na fase solida.
Obs: apesar da denominação, volume atômico, deve-se notar que não se trata do volume ocupado por apenas um átomo. Portanto, esta propriedade depende principalmente does seguintes fatores: tamanho do átomo e organização dos átomos na fase solida.
Densidade: é a razão entra a massa e o volume de uma amostra do elemento (d=MA/VA)
Comportamentos gerais:
Nos grupos: ao passar de cima para baixo ao longo de um grupo da tabela periódica, a massa atômica e o volume atômico tende a aumentar. Porém, o aumento da massa atômica supera i aumento do volume atômico, elevando assim, a densidade,
Nos períodos: ao longo de período, da esquerda para o centro da tabela periódica ocorre aumento da massa atômica e redução do volume atômico, o que explica a elevação da densidade (d=MA/VA). Por outro lado, ao passar da direita para o centro, verifica-se uma redução da massa atômica e do volume atômico. Assim, para explicar o aumento da densidade neste sentido, deve-se considerar que a redução do volume atômico seja maior do que a redução da massa atômica (a=MA/VA).
Pontos de fusão e ebulição (PF) e (PE)
Variação periódica geral: os pontos de fusão e ebulição tendem a aumentar de cima para baixo em quase todos grupos, e aumenta das extremidades para o centro nos períodos.
Existem vários fatores que podem justificar a elevação dos pontos de fusão e de ebulição.
Obs: do Li para Cs as energias de coesão decrescem devido ao aumento do tamanho do átomo; logo, os valores de PF e PE acompanham esse decréscimo.
Propriedades aperiódicas: consistem em propriedades que so aumentam e ou so diminuem quando se eleva o número atômico. Às mais importantes são: massa atômica e o calor especifico.
A massa atômica tende a aumentar com a elevação do número atômico.
O calor especifico tende a diminuir quando o número atômico aumenta.
Regra de Dulong-Petit: (MA)x c 6,4
Onde: MA = massa atômica e c= calor especifico.