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Tabela Periódica

Marilena Meira

Contribuição de vários cientistas

J.L.Meyer

Henry Moseley

ANTOINE LAVOISIER(1743-1794)

A.B.Chancourtois( 1820-1886)

J.L.Meyer( 1830-1895)

J.W.Döbereiner(1780-1849)

J.A.R.Newlands(1837-1898)

Dimitri Mendeleyev(1834-1907)

Glenn Seaborg(1912 – 1999)

ANTOINE LAVOISIER

• Publicou em 1789 o “Tratado elementar da

química”;

•Classificou os elementos como •Classificou os elementos como metais, gases, ácidos e elementos terrosos. Classificou a luz e o calor como gases.

• Construiu uma tabela com 32 elementos;

J. W. - DOBEREINER

• 1829

• Tríades:

• Cloro, bromo, iodo

• Lítio, sódio, potássio• Lítio, sódio, potássio

• Cálcio, estrôncio, bário

• 1862 – Parafuso telúrico

A. BEGUYEN DE CHANCOURTOIS

JONH NEWLANDS

• 1866

• “Lei das oitavas”

• A cada oito elementos observa-se uma observa-se uma repetição das propriedades químicas do primeiro elemento considerado.

DIMITRI MENDELEEV E LOTHAR MEYER

• 1869 - trabalhando independentemente.

• Lei periódica: As propriedades dos propriedades dos elementos químicos variam periodicamente com suas massas atômicas.

Tabela de Mendeleev

Moseley

• 1913 – Moseley

• Lei periódica: As propriedades dos elementos químicos elementos químicos variam periodicamente em função dos seus números atômicos.

Seaborg

• Glenn Seaborg (1951)

• Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até número atômico 94 até 102).

• Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeosabaixo da série dos lantanídeos.

Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as

famílias ou grupos.

A mais antiga em que a família é identificada por um

algarismo romano, seguido de letras A e B, por

exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam

Tabela periódica atual

exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam

respectivamente elementos representativos e de

transição.

A IUPAC propôs que as famílias seriam indicadas por

algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras

A e B.

1º período

2º período

3º período

4º período

5º período

6º período

Tabela atual: 7 períodos e 18 grupos1

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

7º período

Série dos Lantanídeos

Série dos Actinídeos

Num grupo (famílias) os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.

Forma longa da tabela periódica

Tabela atual: blocos s, p, d, f

sd

psd

p

f

Tabela periódica e configuração eletrônica

Fe

26Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

A distribuição eletrônica de um dado elemento químico permite que determinemos sua localização na tabela.

Localização dos elementos na tabela periódica

tabela

Exemplo: Sódio(Na) – Z = 11

1s²2s²2p 63s¹

Período: 3º

Grupo 1 – Metais Alcalinos

Possuem seu elétron mais energético em subníveis d.

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

1d

2d

3d

4d

5d

6d

7d

8d

9d

10d

Localização dos elementos na tabela periódica

Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26

1s²2s²2p63s²3p64s²3d6

Período: 4º

Grupo 8

Para os elementos representativos

• O algarismo das unidades do grupo a que o elemento pertence corresponde ao número de elétrons na camada de valência:

• Elementos do grupo 1: tem 1 • Elementos do grupo 1: tem 1 elétron na camada de valência.

• Elementos do grupo 2: tem 2 elétrons na camada de valência.



Elementos representativos

Família

ou

grupo

Nº de

elétrons

na camada

de

valência

Distribuição

eletrônica da

camada de

valência

Nome

1 1 ns¹ Metais alcalinos

2 2

ns² Metais alcalinos

terrosos

13 3 ns² np¹ Família do boro

14 4 ns² np² Família do

carbono

15 5 ns² np³ Família do

nitrogênio

16 6 ns² np4 Calcogênios

17 7 ns² np5 Halogênios

18

8

ns² np6 Gases nobres

Para qualquer elemento representativo ou não

• O número do período em que o elemento se encontra corresponde ao número de camadas eletrônicas.

• Elementos do 1º período: 1 camada eletrônica.• Elementos do 1º período: 1 camada eletrônica.• Elementos do 2º período: 2 camadas eletrônicas.• Elementos do 3º período: 3 camadas eletrônicas.• Elementos do 4º período: 4 camadas eletrônicas.

Elementos representativos: Bloco s

• Grupo 1: H e Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

• Grupo 2: Metais alcalinos terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).

• Possuem o elétron mais energético no subnível s.• Possuem o elétron mais energético no subnível s.

• Configuração eletrônica da camada de valência:

• Grupo 1: ns1

• Grupo 2: ns2

Elementos representativos: Bloco p

• Grupos 13 a 18• Elétron mais energético no subnível p.• Configuração eletrônica da camada de valência: • Grupo 13: ns2 np1

• Grupo 14: ns2 np2• Grupo 14: ns2 np2

• Grupo 15: ns2 np3




Blocos d e f: Elementos de transição

• Constituem os elementos dos grupos 3 a 12:

• Bloco d: Transição externa: Elétron mais energético no subnível d (penúltima camada)

• 28Ni – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

• Bloco f: Transição interna: Elétron mais energético no subnível f (antepenúltima camada)

• 57La – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p65s2 4d105p66s2 4f1

Hidrogênio

• Apresenta propriedades muito particularese muito diferentes em relação aos outroselementos.

• Tem apenas 1 elétron na camada K (sua• Tem apenas 1 elétron na camada K (suaúnica camada).

Metais

�Apresentam brilho quando polidos;

� Sob temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido, a única exceção é o mercúrio, um metal líquido;mercúrio, um metal líquido;

� São bons condutores de calor e eletricidade;

� São resistentes maleáveis e dúcteis

Metais alcalinos

• 1 elétron de valência => formam facilmente cátions monopositivos (Li+, Na+, K+, …)

• A reatividade química, a estabilidade dos cátions e o caráter metálico aumentam ao cátions e o caráter metálico aumentam ao longo do grupo.

• Por serem muito reativos não se encontram isolados,mas combinados,principalmente na forma de silicatos,carbonatos e sulfatos;

Metais alcalinos terrosos

• 2 elétron de valência => formam facilmente cátions dipositivos (Ca+2, Ba+2, Mg+2, …)

• A reatividade química, a estabilidade dos cátions e o caráter metálico aumentam ao cátions e o caráter metálico aumentam ao longo do grupo.

Ametais

• Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre, fósforo, carbono), líquido (bromo) e gasoso (nitrogênio, oxigênio, flúor).

• Não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de diamante;carbono sob a forma de diamante;

• Não conduzem bem o calor e a eletricidade, com exceção do carbono sob a forma de grafite;

• Possuem mais de 4 elétrons na última camada eletrônica, o que lhes dá tendência a ganhar elétrons, transformando-se em ânions.

Metalóides ou Semi-Metais

• separa os elementos à direita em não-metálicos e à esquerda em metálicos;

• apresentam propriedades de metais e de não-metais.não-metais.

Halogênios

• Grupo 17.

• Os seus átomos têm sete elétrons de valência.

• Facilmente transformam-se em ânions mononegativos.mononegativos.

• O caráter não metálico, reatividade e estabilidade do ânion diminui ao longo do grupo.

• A configuração eletrônica dos íons resultantes é muito estável sendo igual à dos gás nobres do mesmo período.

Gases nobres

• Grupo 18 da Tabela Periódica.• Possuem o último nível de

energia completamente preenchido:

• Oito elétrons de valência, à exceção do hélio que tem apenas dois (camada K).apenas dois (camada K).

• Quimicamente inertes. Mas podem fazer ligações apesar da estabilidade (em condições especiais);

• Último nível completo => grande estabilidade química.

Elementos cisurânicos e transurânicos

• Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato(At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm)

• Chamam-se transurânicos os elementos• Chamam-se transurânicos os elementosartificiais de Z maior que 92: são todosartificiais;

• Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) emdiante, todos os elementos conhecidos sãonaturalmente radioativos.

PROPRIEDADES PERIÓDICASPROPRIEDADES PERIÓDICAS

• São aquelas que, à medida que o númeroatômico aumenta, assumem valorescrescentes ou decrescentes em cadacrescentes ou decrescentes em cadaperíodo, ou seja, repetem-seperiodicamente.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

• Raio Atômico

• Energia de Ionização

• Afinidade Eletrônica

• Eletronegatividade

• Eletropositividade

• Reatividade

• Propriedades Físicas

RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMORAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO

• É a distância que vai do núcleo do átomo até oseu elétron mais externo.

Raio atômico• Elemento metálico: o raio atômico é metade da distância

média entre os dois núcleos de dois átomos metálicos adjacentes.

• Elemento não-metálico: o raio atômico é designado como raio covalente do elemento e é metade da distância média entre os núcleos dos dois átomos ligados por uma ligação covalente.

Carga nuclear efetiva

• Muitas das propriedades de um átomo são determinadas pela quantidade de carga positiva sofrida pelos elétrons exteriores deste átomo.

• Com exceção do hidrogênio, esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga

• Com exceção do hidrogênio, esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza, ou "blinda", parcialmente a carga positiva do núcleo.

• Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total.


• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.

• Zef = Z – δ• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo

devido ao efeito dos elétrons internos.devido ao efeito dos elétrons internos.


Carga nuclear efetiva Zef

Efeito de blindagem

• Corresponde a uma diminuição da carga efetiva do núcleo atômico, reduzindo-lhe a capacidade de ação sobre os elétrons periféricos, pois os elétrons dos níveis mais periféricos, pois os elétrons dos níveis mais internos exercem como que um efeito de blindagem em torno do núcleo.

• A blindagem reduz a atração do núcleo pelos elétrons.

Exemplos:

Raio atômico

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemosem um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleoaumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. Quantomaior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.

• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétronsmais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclearmais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclearaumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo eos elétrons mais externos.

• Maior carga nuclear faz com que o raio atômico diminua.• O átomo que apresenta maior carga nuclear exercerá uma maior

atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seutamanho.

HeHeHH

RAIO ATÔMICO

HeHeHHLiLiNaNaKKRbRbCsCsFrFr

RAIO ATÔMICORAIO ATÔMICO

Número de elementos em cada período: 2, 8, 8, 18, 18, 32

Raio atômico e raio do ânion

• raio atômico < raio do ânion

• Embora a sua carga nuclear seja a mesma, aumenta o n.º de elétrons e, por isso, as repulsões elétron-elétron aumentam também, e conseqüentemente elétron aumentam também, e conseqüentemente verifica-se uma expansão da nuvem eletrônica.

Raio atômico e raio do cátion

• Se o átomo se transforma num cátion há remoção de elétrons de valência.

• Como o cátion tem menos elétrons, embora a carga nuclear seja a mesma, as repulsões carga nuclear seja a mesma, as repulsões elétron-elétron diminuem e a força que o núcleo exerce sobre eles aumenta, provocando uma contração da nuvem eletrônica.

Contração dos lantanídeos

• Os orbitais 4f não são muito eficientes ao exercerem o efeito de blindagem que atenua o efeito do núcleo sobre os elétrons mais externos.

• Assim, ao longo da série observa-se uma diminuição contínua do raio do íon M3+, que varia de 1,061 Å no lantânio a 0,848 Å no lutécio. Este efeito é denominado "contração dos lantanídeos".

ENERGIA (OU POTENCIAL) DE ENERGIA (OU POTENCIAL) DE IONIZAÇÃOIONIZAÇÃO

É a energia necessária para remover um oumais elétrons de um átomo isolado noestado gasoso.estado gasoso.

X X (g) (g) + Energia + Energia → X→ X++(g) (g) + e+ e--

Quanto menor o tamanho do átomo, maior será a energia de ionização.

Exemplo:

• Mg (g) + 7,6 eV → Mg+ + 1 e- (1ª EI)

• Mg+(g) + 14,9 eV → Mg2+ + 1 e- (2ª EI)

• Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg3+ + 1 e- (3ª EI)

• Assim: EI1< EI2 < EI3 < …..

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

AFINIDADE ELETRÔNICA OU AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADEELETROAFINIDADE

• É a energia liberada quando um átomoisolado, no estado gasoso, “captura” umelétron.elétron.

X X (g) (g) + e+ e-- → X→ X--(g) (g) + + EnergiaEnergia

AFINIDADE ELETRÔNICA

FF

ELETRONEGATIVIDADE

A força de atração exercida sobre os elétronsde uma ligação.

B C B C N O FN O FClClBrBr

HH

ELETRONEGATIVIDADE

BrBrII

FrFr

ELETROPOSITIVIDADE

•• CARÁTER METÁLICO:CARÁTER METÁLICO: é a capacidade de um átomo perder elétron se tornando um cátion.

• Propriedade periódica associada à reatividade química.química.

ELETROPOSITIVIDADE

FrFr

Volume Atômico• Chama-se VOLUME ATÔMICO de um elemento o volume ocupado por 1 mol (6,02 x10²³

átomos) do elemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume de um átomomas o volume de um conjunto de átomos, conseqüentemente, no volume influem nãosó o volume individual de cada átomo, como também o espaçamento existente entre osátomos.

• .Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com o número atômico.

•Num período, do centro para à esquerda o volume atômico acompanha o raio atômico;Num período, do centro para à esquerda o volume atômico acompanha o raio atômico;já do centro para à direita a variação é oposta porque, nos elementos aí situados(principalmente nos não-metais), o “espaçamento” entre os átomos passa a serconsiderável.

DENSIDADEDENSIDADE

• É relação entre a massa e o volume de umaamostra:

d =Massa (g)

Volume (cm3)

Os Os Os Os

Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,57 g/cm3)

ALGUNS VALORES:

• dNa= 0,97 g/cm3

• dMg = 1,74 g/cm3

• dHg = 13,53 g/cm3

• dOs= 22, 57 g/cm3

Observação:

• Metais leves (d < 5 g/cm3 ):

Mg, Al, Na, K, Sr, Ba …

• Metais pesados (d > 5 g/cm3 ):

Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os

PONTO DE FUSÃO (PF) E PONTO DE EBULIÇÃO (PE)

• PF: temperatura na qual uma substância passado estado sólido para o estado líquido.

• PE: temperatura na qual uma substância passado estado líquido para o estado gasoso.

O tungstênio (W) apresenta PF = 3410 °°°°C