O documento descreve a evolução histórica da tabela periódica desde os primeiros cientistas que contribuíram para sua construção como Lavoisier até a forma atual. Apresenta os principais conceitos como número atômico, camadas eletrônicas, grupos e períodos. Explica também como as propriedades periódicas variam de acordo com a posição dos elementos na tabela.

1. Tabela Periódica
Marilena Meira

2. Contribuição de vários cientistas
Henry Moseley
J.L.Meyer
( 1830-1895)
A.B.Chancourtois
( 1820-1886)
ANTOINE LAVOISIER
(1743-1794)
Glenn Seaborg
(1912 – 1999)
Dimitri Mendeleyev
(1834-1907)
J.A.R.Newlands
(1837-1898)
J.W.Döbereiner
(1780-1849)

3. ANTOINE LAVOISIER
• Publicou em 1789 o “Tratado elementar da
química”;
•Classificou os elementos como
metais, gases, ácidos e elementos terrosos.
Classificou a luz e o calor como gases.
• Construiu uma tabela com 32 elementos;

4. J. W. - DOBEREINER
• 1829
• Tríades:
• Cloro, bromo, iodo
• Lítio, sódio, potássio
• Cálcio, estrôncio, bário

5. A. BEGUYEN DE
CHANCOURTOIS
• 1862 – Parafuso telúrico

6. JONH NEWLANDS
• 1866
• “Lei das oitavas”
• A cada oito elementos
observa-se uma
repetição das
propriedades químicas
do primeiro elemento
considerado.

7. DIMITRI MENDELEEV E LOTHAR
MEYER
• 1869 - trabalhando
independentemente.
• Lei periódica: As
propriedades dos
elementos químicos
variam periodicamente
com suas massas
atômicas.

8. Tabela de Mendeleev

9. Moseley
• 1913 – Moseley
• Lei periódica: As
propriedades dos
elementos químicos
variam periodicamente
em função dos seus
números atômicos.

10. Seaborg
• Glenn Seaborg (1951)
• 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.

11. Tabela periódica atual
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
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.

14. Tabela atual: 7 períodos e 18 grupos
1 18
2 13 14 15 16 17 1º período
2º período
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3º período
4º período
5º período
6º período
7º período
Série dos
Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Num grupo (famílias) os elementos apresentam propriedades
químicas semelhantes.

15. Forma longa da tabela periódica

16. Tabela atual: blocos s, p, d, f
s p
d
f

17. Tabela periódica e configuração eletrônica
Fe
26Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

18. Localização dos elementos na
tabela periódica
A distribuição eletrônica de um dado
elemento químico permite que
determinemos sua localização na
tabela.
Exemplo: Sódio(Na) – Z = 11
1s²2s²2p 63s¹
Período: 3º
Grupo 1 – Metais Alcalinos

19. Localização dos elementos na
tabela periódica
Possuem seu elétron mais energético em subníveis d.
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
d d d d d d d d d d
Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26
1s²2s²2p63s²3p64s²3d6
Período: 4º
Grupo 8

20. 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
elétron na camada de valência.
• Elementos do grupo 2: tem 2
elétrons na camada de valência.
• Elementos do grupo 13: tem 3
elétrons na camada de valência.
• Elementos do grupo 14: tem 4
elétrons na camada de valência.

21. Família Nº de Distribuição
Elementos ou
grupo
elétrons
na camada
eletrônica da
camada de Nome
de valência
representativos valência
1 1 ns¹ Metais alcalinos
ns² Metais alcalinos
2 2 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 ns² np6 Gases nobres
8

22. 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 2º período: 2 camadas eletrônicas.
• Elementos do 3º período: 3 camadas eletrônicas.
• Elementos do 4º período: 4 camadas eletrônicas.

23. 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.
• Configuração eletrônica da camada de valência:
• Grupo 1: ns1
• Grupo 2: ns2

24. 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 15: ns2 np3
• Grupo 16: ns2 np4
• Grupo 17: ns2 np5
• Grupo 18: ns2 np6

25. 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

26. Hidrogênio
• Apresenta propriedades muito particulares
e muito diferentes em relação aos outros
elementos.
• Tem apenas 1 elétron na camada K (sua
única camada).

27. Metais
Apresentam brilho quando polidos;
Sob temperatura ambiente, apresentam-
se no estado sólido, a única exceção é o
mercúrio, um metal líquido;
São bons condutores de calor e
eletricidade;
São resistentes maleáveis e dúcteis

28. 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
longo do grupo.
• Por serem muito reativos não se encontram
isolados,mas combinados,principalmente na
forma de silicatos,carbonatos e sulfatos;

29. 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
longo do grupo.

30. 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;
• 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.

31. 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.

32. Halogênios
• Grupo 17.
• Os seus átomos têm sete elétrons de valência.
• Facilmente transformam-se em ânions
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.

33. 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).
• Quimicamente inertes. Mas
podem fazer ligações apesar
da estabilidade (em condições
especiais);
• Último nível completo =>
grande estabilidade química.

34. 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
artificiais de Z maior que 92: são todos
artificiais;
• Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em
diante, todos os elementos conhecidos são
naturalmente radioativos.

35. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
• São aquelas que, à medida que o número
atômico aumenta, assumem valores
crescentes ou decrescentes em cada
período, ou seja, repetem-se
periodicamente.

36. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
• Raio Atômico
• Energia de Ionização
• Afinidade Eletrônica
• Eletronegatividade
• Eletropositividade
• Reatividade
• Propriedades Físicas

37. RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO
• É a distância que vai do núcleo do átomo até o
seu elétron mais externo.

38. 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.

39. 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
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.

40. Carga nuclear efetiva
• 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.

41. Carga nuclear efetiva

42. Carga nuclear efetiva Zef

43. 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
internos exercem como que um efeito de
blindagem em torno do núcleo.
• A blindagem reduz a atração do núcleo pelos
elétrons.

44. Exemplos:

45. Raio atômico
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos
em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo
aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. Quanto
maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons
mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear
aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e
os 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 seu
tamanho.

46. RAIO ATÔMICO
H He
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr

48. RAIO ATÔMICO
Número de elementos em cada período: 2, 8, 8, 18, 18, 32

49. 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
verifica-se uma expansão da nuvem eletrônica.

50. 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
elétron-elétron diminuem e a força que o
núcleo exerce sobre eles
aumenta, provocando uma contração da
nuvem eletrônica.

51. 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".

52. ENERGIA (OU POTENCIAL) DE
IONIZAÇÃO
É a energia necessária para remover um ou
mais elétrons de um átomo isolado no
estado gasoso.
X (g) + Energia → X+(g) + e-

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

55. 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 < …..

57. ENERGIA DE IONIZAÇÃO

58. AFINIDADE ELETRÔNICA OU
ELETROAFINIDADE
• É a energia liberada quando um átomo
isolado, no estado gasoso, “captura” um
elétron.
X (g) + e- → X-(g) + Energia

59. AFINIDADE ELETRÔNICA
F

60. ELETRONEGATIVIDADE
A força de atração exercida sobre os elétrons
de uma ligação.

61. ELETRONEGATIVIDADE
H
BCNOF
Cl
Br
I
Fr

64. ELETROPOSITIVIDADE
• CARÁTER METÁLICO: é a capacidade de um
átomo perder elétron se tornando um cátion.
• Propriedade periódica associada à reatividade
química.

65. ELETROPOSITIVIDADE
Fr

66. 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 átomo
mas o volume de um conjunto de átomos, conseqüentemente, no volume influem não
só o volume individual de cada átomo, como também o espaçamento existente entre os
átomos.
• .
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;
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 ser
considerável.

67. DENSIDADE
• É relação entre a massa e o volume de uma
amostra:
Massa (g)
d =
Volume (cm3)

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

69. ALGUNS VALORES:
• dNa= 0,97 g/cm3
• dMg = 1,74 g/cm3
• dHg = 13,53 g/cm3
• dOs= 22, 57 g/cm3

70. 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

71. PONTO DE FUSÃO (PF) E PONTO DE EBULIÇÃO
(PE)
• PF: temperatura na qual uma substância passa
do estado sólido para o estado líquido.
• PE: temperatura na qual uma substância passa
do estado líquido para o estado gasoso.

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