O documento descreve a evolução histórica da tabela periódica dos elementos, desde os primeiros esforços no século XVI para organizar as propriedades dos elementos até a tabela periódica moderna. Ele explica como cientistas como Döbereiner, Newlands, Mendeleev e Meyer contribuíram para o desenvolvimento da lei periódica e da tabela periódica atual.

1. Periodicidade Química
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2. Até o final do século Nº de elementos químicos conhecidos
XVII 14
XVIII 33
XIX 83
Até hoje ~ 115
Século XVI- Pesquisadores começaram a relacionar as propriedades de
algumas substâncias e a massa atômica dos átomos que constitui.
No começo dos anos de 1800, as propriedades dos elementos e dos seus
compostos já eram razoavelmente conhecidas e muitas semelhanças nas
propriedades químicas e físicas se tornaram aparentes.
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3. Como é feita uma organização?
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4. As Tríades de Döbereiner
1829 - J. W. Döbereiner, químico alemão
Ex: (Cl, Br, I); (Ca, Sr, Ba); (S, Se, Te)
Peso atômico tríade → média aritmética.
1860 - Stanislav Canizarro
Esclareceu a diferença entre ÁTOMOS e MOLÉCULAS.
O Parafuso Telúrico de
Alexandre Chancourtois (1862)
O geólogo francês tabelou os
elementos conhecidos numa linha
espiral em volta de um cilindro, lido de
baixo para cima.
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5. Lei das oitavas de John Newlands
Esse químico inglês organizou os elementos em “oitavas” (amante da
música), seguindo o aumento do peso atômico, ou seja, as propriedades se
repetiam a cada 8 elementos.
Obs. Parecia dar certo, pois na época os Gases Nobres não haviam sido
descobertos.
Meyer e Medeleyev
Trabalhando independentemente eles descobriram a lei periódica e
publicaram tabelas periódicas dos elementos, conceituando a periodicidade
química.
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6. Elementos → ordem crescente de peso atômico.
Em 1869, Meyer mostrou que quando várias propriedades, tais como volume
molar, ponto de ebulição, dureza, etc..., eram representadas graficamente em
função do seu peso atômico.
No mesmo ano Mendeleev publicou sua versão da tabela periódica. Cerca de
60 elementos já eram conhecidos na época. A tabela era formada por 12
linhas horizontais (séries), em ordem crescente de peso atômico, e 8 colunas
verticais (grupos). Nestas colunas permaneciam os elementos de mesma
propriedade.
→ Espaços vazios
Ele não só previu a existência dos elementos gálio e germânio, mas também
estimou suas propriedades com grande exatidão.
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7. Tabela periódica de Mendeleev
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8. A Tabela Periódica Moderna
Hoje sabe-se que a periodicidade nas propriedades é melhor apresentada se
os elementos químicos são colocados em ordem crescente do número
atômico.
PERÍODOS GRUPOS
Lei periódica: Quando os elementos são listados,
sequencialmente, em ordem crescente de número atômico, é
observada uma repetição periódica nas suas propriedades.
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9. Elementos representativos
Configuração eletrônica dos elementos:
Grupos ou Famílias são as colunas verticais da tabela periódica e
geralmente abrigam elementos de características semelhantes.
Nº de elétrons Distribuição
Família ou
na camada eletrônica da camada
grupo
de valência de valência Nome
IA 1 ns¹ Metais alcalinos
Metais alcalinos
2 ns²
IIA terrosos
IIIA 3 ns² np¹ Família do boro
IVA 4 ns² np² Família do carbono
VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio
VIA 6 ns² np4 Calcogênios
VIIA 7 ns² np5 Halogênios
VIIIA 8 ns² np6 Gases nobres
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10. • Os períodos são as linha horizontais da tabela
enumerados de 1 a 7:
Nº do Período Orbitais nº elementos
1ºPeríodo s 2 elementos
2ºPeríodo sp 8 elementos
3ºPeríodo spd 8 elementos
4ºPeríodo spdf 18 elementos
5ºPeríodo spdf 32 elementos
6ºPeríodo spdf 32 elementos
7ºPeríodo spdf ... elementos
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11. Elementos de transição
Corresponde ao preenchimento do subnível da camada (n-1) destes
átomos.
Períodos de 4 a 5- Qualquer subcamada “d” pode acomodar 10 elétrons, o
preenchimento dá origem a 10 elementos de transição externa.
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
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
Família: 8B
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12. Lantanídeos e Actinídeos
Elementos de transição interna, períodos 6 e 7- O subnível a
ser preenchido é f (n-2), que poderá acomodar 14 elétrons no
máximo, logo cada série com 14 elementos.
Lantanídeos ou Terras Raras: elementos da Tabela Periódica, com
números atômicos de 57 (lantânio) a 71 (lutécio).Têm dois elétrons na
camada mais externa, numa configuração 6s2.
Actinídeos: elementos na Tabela Periódica, com números atômicos
que vão do tório (Z = 90) ao laurêncio (Z = 103). Eles têm configuração
7s2. Juntamente com os lantanídeos, compõem o bloco f da Tabela
Periódica.
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13. 13

14. • Raio atômico e iônico
• Energia de ionização
• Afinidade eletrônica
• Propriedades físico-químicas
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15. Raio atômico
Qual é o “tamanho” de um átomo???
Arbitrariamente, algumas vezes, é definido como
o tamanho da superfície-limite
Medidas experimentais do tamanho dos átomos são
dificultadas por uma série de problemas, não referentes a
técnicas experimentais, mas à interpretação de
resultados.
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16. Raio atômico
H2
Representação da molécula do H2
0,074 nm 0,037 nm é o raio do
átomo de hidrogênio
Curva de energia potencial para o H2 (1 nm = 10-9 m)
A distância entre átomos de carbono, no diamante, é de 0,154 nm, assim o
raio atômico do carbono é de 0,077 nm.
Qual seria então a distância internuclear entre os átomos de carbono e
hidrogênio no metano (CH4)?
De que depende
R: 0,110 nm ou 110 pm, onde 1 pm = 10-12 m
a distância? 16

17. Carga nuclear efetiva
A força de atração eletrostática
próton - elétron é total
Força de repulsão próton-próton
e elétron-elétron.
Força de atração próton-elétron.
2 camadas eletrônicas.
Blindagem da 1º camada sobre
elétrons da segunda.
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18. Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva, Zef- Carga aparente que afeta um elétron
particular. É menor que a carga nuclear Z, porque cada elétron
externo está parcialmente protegido do núcleo pelos elétrons
internos (Blindagem)
Constante de blindagem (S) - A extensão em que a carga
nuclear total é protegida dos elétrons mais externos pelos
outros elétrons existentes na estrutura, logo:
Ζ ef = Ζ − S
Elétrons no mesmo nível energético são muito pouco
protegidos pelos outros elétrons do mesmo nível, porém são
bastante protegidos pelos elétrons que se encontrem em níveis
energéticos inferiores
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19. Raio atômico
Varia em função do número atômico (Z)
Raio atômico
Como explicar o
decréscimo do
raio atômico ao
longo do período?
Número atômico
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20. Raio atômico
Elementos de transição
• Nos períodos 4, 5 e 6, o decréscimo do raio atômico é
moderado.
• Os elétrons são distribuídos na camada externa (n-1)d e
(n-2)f, e não na camada de valência, n.
• Apresentam maior efeito de blindagem;
Contração lantanídica
É a contração que ocorre com os lantanídeos,
onde o efeito de blindagem quase que compensa
o aumento da carga nuclear, resultando numa
contração total de 0,013 nm. 20

21. Raio atômico
O efeito protetor ou a capacidade de blindagem dos
elétrons seguem a seguinte ordem crescente de acordo
com os orbitais ocupados: S p d f
Devido a este fato os elementos de transição não
possuem decréscimo tão acentuado no raio, pois os
elétrons ocupam os subníveis d e f e blindam muito
mais.
Nível/Sub (n-1)d Contração discreta do raio
Contração muito discreta do raio.
Nível/Sub (n-2)f Apenas 0,001nm de um átomo para outro.
Contração lantanóidica. 21

22. Raio atômico
Variação ao longo de um grupo:
Elementos do Grupo 1- Metais
alcalinos
Elementos do Grupo 4
Átomos Raio, pm
Átomos Configuração Raio, pm
Li 123 eletrônica
Na 157 Ti [Ar]3d2 4s2 132
K 203 Zr [Kr]4d2 5s2 145
Rb 216 Hf [Xe]5d2 6s2 144
Cs 235
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23. • Zircônio e Háfnio possuem propriedades
semelhantes: pontos de fusão e ebulição,
solubilidades, etc. São encontrados juntos na
natureza, sendo os mais difíceis de separar.
Átomos de elementos de
transição do quinto e do
sexto períodos com raios
atômicos e configurações
eletrônicas similares
apresentam semelhanças
notáveis.
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24. Raio atômico
Representação esquemática dos
raios atômicos dos elementos
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25. Raio Iônico
Na formação de íons (perda ou ganho de elétrons), o raio iônico deverá
aumentar para os ânions e diminuir para os cátions.
Quanto maior for o número de elétrons ganhos ou perdidos, maior será a
diferença entre os raios iônico e atômico.
Raio relativo de átomos e níveis
principais de energia de elementos
do grupo 1A.
Ex: Vanádio
V = Raio atômico 1,31 Å
V2+ = Raio iônico 0,88 Å
V3+ = Raio iônico 0,74 Å
V4+ = Raio iônico 0,60 Å
• Cátions Diminuição do raio
• Ânions Aumento do raio
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26. Raio Iônico hidratado
Quanto menor for o íon, maior será o seu raio iônico hidratado. É formado
quando o íon atrai moléculas de água em torno de si.
δ−
δ + δ + Representação de uma
molécula de água (polar)
Molécula de
água (polar)
Ra Na > Ra Li
Ri Na > Ri Li
Relação q/r
Rih Na < Rih Li
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27. Energia de Ionização
Definição: É a mínima energia necessária para remover
um elétron de um átomo gasoso, isolado no seu estado
fundamental.
1ª Energia de ionização- Trabalho necessário para
remover completamente o elétron mais fracamente ligado
de um átomo, no estado fundamental e no estado gasoso.
O processo é um reação de ionização:
M(g) → +
M(g) + e -
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28. Energia de ionização
A E.I. de um átomo varia de acordo com a Lei de
Coulomb:
q1 = carga sobre o elétron
q1q 2 e.(Zef )
E= q2 = Zef E=
r r
r = raio médio do átomo ionizado
Zef Zef
ou
r r
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29. Energia de ionização
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30. Gases Nobres - E.I. mais elevada (conformação bastante estável-
octeto).
Nos períodos existem irregularidades:
B e Be B - 2p (2s - blindagem) e Be - 2s (muito próximo do núcleo)
Logo a E.I. no B é menor (mesmo sendo elétrons do orbital p), quando
comparado com a E.I. do Be (onde o previsto seria o contrário).
OeN Neste caso a E.I. no oxigênio é menor que o esperado, logo
é menor que a E.I. do nitrogênio.
Há uma repulsão dos Isto torna mais fácil a
elétrons (ocupando o remoção
mesmo espaço, o desse elétron.
mesmo orbital. 2p4
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31. Afinidade eletrônica
Definição: A quantidade de energia liberada quando um átomo, no
seu estado fundamental gasoso (isolado), recebe um elétron.
A.E. é difícil de ser medida e valores precisos não são conhecidos
para todos os elementos. Nem todos os valores de A.E. foram obtidos
experimentalmente, alguns foram calculados teoricamente.
No período, os valores de A.E. aumentam com o aumento da carga
nuclear (Z).
A.E. é um valor negativo (energia liberada), quando for positiva
significa que a energia é absorvida.
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32. Família 1A (Li, Na) Têm um pequena A.E. positiva
Be e Mg
Mesmo sendo metais, apresentam um pequena A.E. negativa, pois estes
podem aceitar elétrons nos subníveis 2p e 3p respectivamente
(energeticamente disponíveis).
A blindagem dos elétrons dos orbitais 2s e 3s reduzem a carga nuclear
“sentida” pelos elétrons dos orbitais 2p e 3p, logo a A.E. é pequena.
Família 5A (N, P)
A A.E. aumenta no período com o aumento da carga nuclear até cair
drasticamente na família 5A (N, P). Porque o elétron adicionado deve entrar
em uma camada semi-cheia (2p - N e 3p - P).
Havendo uma repulsão nos
dois elétrons no mesmo
orbital (A.E. diminui)
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33. Propriedades físicas
Pontos de fusão, Ponto de ebulição, condutividade
térmica, elétrica, dureza e densidade mostram variações
periódicas com o número atômico.
A E.I. e a A.E. são medidas quantitativas da facilidades
com que os átomos perdem ou ganham elétrons, em
condições específicas. E podem prever o
comportamento químico dos elementos.
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34. Que conclusão você tira desta imagem?
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35. Referências Bibliográficas
- RUSSELL, J.B.; Química Geral. McGraw-Hill - 2ª
edição – Vol. I - São Paulo.
- BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E.; Química Geral, Livros
Técnicos e Científicos. 2ª edição – Vol. I - Rio de
Janeiro.
- MAHAN, B. Química: um curso universitário. Edgard
Blucher – São Paulo.
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