A tabela periódica dos elementos químicos organiza os elementos de acordo com suas propriedades periódicas. Foi desenvolvida por Mendeleiev em 1869 e refinada por Moseley em 1913 para ser baseada no número atômico. A tabela lista os elementos em grupos e períodos e fornece informações sobre suas propriedades.

2. A Tabela periódica dos elementos químicos é a
disposição sistemática dos elementos químicos, na
forma de uma tabela, em função de suas
propriedades. É muito útil para se preverem as
características e tendências dos átomos.
Permite, por exemplo, prever o comportamento de
átomos e das moléculas deles formadas, ou entender
porque certos átomos são extremamente reativos,
enquanto outros são praticamente inertes etc.
Um pré-requisito necessário para construção da
tabela periódica, foi a descoberta individual dos
elementos químicos, embora elementos, tais como o
Ouro (Au), a Prata (Ag), o Estanho (Sn), o Cobre
(Cu), o Chumbo (Pb) e o Mercúrio (Hg) fossem
conhecidos desde a antiguidade.

3. A primeira descoberta científica de
um elemento, ocorreu em 1669,
quando o alquimista Henning Brant
descobriu o fósforo. Durante os 200
anos seguintes, foi adquirido um
grande volume de conhecimento
relativo às propriedades dos
elementos e seus compostos, pelos
químicos.
Com o aumento do número de
elementos descobertos, os
cientistas iniciaram a investigação
de modelos para reconhecer as
propriedades e desenvolver
esquemas de classificação.

4. A primeira classificação, foi a divisão
dos elementos em metais e não-
metais.
Isso possibilitou a antecipação das
propriedades de outros elementos,
determinando assim, se seriam ou não
metálicos.
No início do século XIX, Jonh Dalton
preparou uma lista de elementos
químicos, cujas massas atômicas já
eram então conhecidas.
Muitos desses valores estavam longe
dos atuais, devido à ocorrência de
erros na sua determinação.
Os erros foram corrigidos por outros
cientistas, e o desenvolvimento de
tabelas dos elementos e suas massas
atômicas, centralizaram o estudo
sistemático da Química.

5. Os elementos não estavam listados em
qualquer arranjo ou modelo periódico, mas
simplesmente por ordem crescente da sua
massa atômica, cada um com suas
propriedades e seus compostos. Os químicos,
ao estudar essa lista, concluíram que ela não
estava muito clara.Os elementos Cloro, Bromo
e Iodo, que tinham propriedades químicas
semelhantes, apresentavam massas atômicas
muito separadas.
Em 1829, Johann Döbereiner teve a primeira
ideia, com sucesso parcial, de agrupar os
elementos em três - ou tríades. Essas tríades
também estavam separadas pelas suas massas
atômicas, mas com propriedades químicas
muito semelhantes. A massa atômica do
elemento central da tríade, era supostamente a
média das massas atômicas do primeiro e
terceiro membros.
Lamentavelmente, muitos dos metais não
podiam ser agrupados em tríades.
Os elementos Cloro, Bromo e Iodo eram uma
tríade, Lítio, Sódio e Potássio formavam outra.

6. Somente no século
XVIII, mais precisamente
em 1789, ano da
Revolução Francesa, o
francês Antoine
Lavoisier compilou a
primeira lista com 33
elementos, tirando a
química do terreno da
alquimia e lançando as
bases para avanços
científicos sem
precedentes.

7. O para oxigênio, C para carbono,
Co para o Cobalto, H para
hidrogênio, He para o hélio.
O responsável pela abreviação do
nome dos elementos (baseada no
original em latim) foi o químico
sueco Jöns Jacob Berzelius, que
também definiu a combinação
dessas letras para descrever as
fórmulas químicas, como a água
H2O. Ele ainda descobriu quatro
elementos: tório, cério, silício e
selênio

8. Dimitri Ivanovich Mendeleev
(1834 –1907)
Nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de
dezessete irmãos. Mendeleev foi educado
em St. Petersburg, e posteriormente na
França e Alemanha. Conseguiu o cargo de
professor de química na Universidade de
St. Petersburg. Escreveu um livro de
química orgânica em 1861.
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de
química inorgânica, organizou os
elementos na forma da tabela periódica
atual. Mendeleev 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. .

9. A história da tabela periódica
está relacionada com o
descobrimento dos diversos
elementos químicos e com a
necessidade de os ordenar de
alguma forma.
Após várias tentativas, Mendeleiev
foi quem conseguiu criar um
sistema periódico com base na
massa atômica.
O Russo colocou os elementos
com propriedades em comum
numa mesma coluna. Por outro
lado, deixou espaços vazios na
sua tabela por considerar que
devia existir outros elementos
ainda por descobrir até então.

10. A vantagem da tabela
periódica de Mendeleev
sobre as outras, é que esta
exibia semelhanças, não
apenas em pequenos
conjuntos como as tríades.
Mostravam semelhanças
numa rede de relações
vertical, horizontal e diagonal.
Em 1906, Mendeleev recebeu
o Prêmio Nobel por este
trabalho.

11. Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley
descobriu que o número de prótons no
núcleo de um determinado átomo, era
sempre o mesmo.
Moseley usou essa idéia para o número
atômico de cada átomo. Quando os átomos
foram ordenados por ordem crescente do
seu número atômico, os problemas
existentes na tabela de Mendeleiev
desapareceram.
Devido ao trabalho de Moseley, a tabela
periódica moderna está baseada no número
atômico dos elementos químicos. A tabela
atual é bastante diferente da de Mendeleiev.
Com o passar do tempo, os químicos
foram melhorando a tabela periódica
moderna, aplicando novos dados, como as
descobertas de novos elementos ou um
número mais preciso na massa atômica, e
rearranjando os existentes, sempre em
função dos conceitos originais.

12. A última maior troca na tabela periódica,
resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na
década de 50.
A partir da descoberta do plutônio em 1940,
Seaborg descobriu todos os elementos
transurânicos (do número atómico 94 até ao
102).
Reconfigurou a tabela periódica colocando a
série dos actinídeos abaixo da série dos
lantanídios.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel
em química, pelo seu trabalho.
O elemento 106 tabela periódica é chamado
Seabórgio, em sua homenagem. O sistema de
numeração dos grupos da tabela periódica,
usados atualmente, são recomendados pela
União Internacional de Química Pura e
Aplicada (IUPAC).
A numeração é feita em algarismos arábicos
de 1 a 18, começando a numeração da
esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o
dos metais alcalinos e o 18, o dos gases
nobres.

13. O professor Philip Stewart, da Universidade de Oxford, criou
um novo modelo de tabela periódica, no formato espiral, que
considera mais natural que as linhas e colunas da tabela Mendeleyev.
Fez tanto sucesso que a Sociedade Real de Química da Inglaterra
enviou cópias a todas as escolas secundárias do país

14. A Tabela Periódica traz uma ordem crescente dos
elementos químicos em função do seu número atômico
(somatório dos prótons existente no núcleo do átomo),
proposta por Henry Moseley em 1913.

15. Colunas e (ou) Famílias Dos Elementos Químicos da Tabela
Periódica
As famílias ou colunas da tabela periódica são 18.
São oito colunas dos elementos químicos pertencentes ao grupo A e dez
colunas pertencentes aos do grupo B.

16. Períodos
Os períodos da tabela periódica estão dispostos horizontalmente e são sete.
O primeiro período é muito curto contém apenas dois elementos químicos, o
segundo e o terceiro período são curtos, contém 8 elementos químicos cada, o
quarto e o quinto período são longos, contém dezoito elementos químicos cada
um, o sexto período é superlongo possui 32 elementos químicos, o sétimo
período é incompleto, é onde estão localizados os elementos químicos não
naturais ou "artificiais".

17. Metais: Constituem 76% dos elementos da TP, são bons condutores
de calor e eletricidade, dúcteis e maleáveis, e sólidos em condições
ambientes, com exceção do mercúrio (Hg, Z=80), que é líquido.

18. Não-metais: Constituem 11% dos elementos da TP, mas são os mais
abundantes na Natureza.
São maus condutores de calor e eletricidade, não são dúcteis nem
maleáveis. Sólidos: C, P, S, Se, I; líquido: Br; gasosos: H, N, O, F e Cl.

19. Semi-metais: Constituem cerca de 7% dos elementos da TP,
apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-
metais. São todos sólidos em condições ambientes.

20. Gases-nobres: Constituem cerca de 6% dos elementos da TP.
São elementos quimicamente inertes, não participam de ligações
químicas. São encontrados na Natureza de forma isolada.

21. Os Lantanídios
Os Lantanídios são elementos químicos que formam um grupo com mais ou
menos 15 elementos, começando pelo lantânio e terminando no lutécio são
metais de transição interna. Por uma questão prática estão inseridos no sexto
período a partir da terceira casinha na primeira coluna dos metais de transição
da tabela periódica. Os lantanídios tem o significado de elementos químicos
metálicos de terras raras porque antigamente eram encontrados localizados
apenas em certos lugares. Atualmente são tratados na categoria de metais
macios maleáveis e podem ser encontrados conjuntamente agrupados ou como
óxidos e minerais na forma de bastnasita (Ce,La,Y)CO3F, monazita (Ce, La, Pr,
Nd, Th, Y)PO4 (há vários tipos de monazita), loparita (Ce,Na,Ca)(Ti,Nb)O3, e
silicatos (argilas lateríticas) como no caso da gadolinita ou gadolinite de fórmula
(La,Ce,Nd,Y)2FeBe2Si2O10. O nome da gadolinita deriva da quantidade de
elementos específicos participantes na sua fórmula, por exemplo: se
predominar cério (Ce) a gadolinita associa sua nomenclatura a esse elemento
químico, se predominar o ítrio (Y) a gadolinita associa o ítrio ao nome do
composto.

22. Os Actinídios
Os actinídios formam um grupo com mais ou menos 15 elementos
químicos, começando pelo actínio e terminando no laurêncio, são metais
de transição interna. Estão localizados no sétimo período da tabela
periódica, na terceira casinha. Actinídios significa elementos químicos
metálicos radioativos.

23. O Número de Elétrons Por Família
A família 1A possui na camada de valência 1 elétron, a valência é 1.
A família 2A possui na camada de valência 2 elétrons, a valência é 2.
A família 3A possui na camada de valência 3 elétrons, a valência é 3.
A família 4A possui na camada de valência 4 elétrons, a valência é 4.
A família 5A possui na camada de valência 5 elétrons, a valência é 3.
A família 6A possui na camada de valência 6 elétrons, a valência é 2.
A família 7A possui na camada de valência 7 elétrons, a valência é 1.
A família 8A possui na camada de valência 8 elétrons, a valência é zero todos os
orbitais estão completos.
A família 1A possui na camada de valência 1 elétron.

24. Os elementos químicos são organizados de acordo
com suas propriedades periódicas e tais propriedades
são alteradas de acordo com o número atômico. As
principais propriedades periódicas são:
Raio atômico,
Energia de Ionização,
Afinidade eletrônica,
Eletronegatividade,
Eletropositividade e
Potencial de Ionização.

25. Raio atômico
O raio atômico se refere ao tamanho do átomo. Quanto maior o
número de níveis, maior será o tamanho do átomo.
O átomo que possui o maior número de prótons exerce maior
atração sobre seus elétrons.
Em outras palavras, raio atômico é a distância do núcleo de um
átomo à sua eletrosfera na camada mais externa. Porém, como o
átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio pela metade
da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de
mesmo elemento numa ligação química em estado sólido.

27. O raio atômico cresce de cima para baixo na família da tabela
periódica, acompanhando o número de camadas dos átomos de
cada elemento e da direita para a esquerda nos períodos da
tabela periódica.
Quanto maior o número atômico de um elemento no período,
maiores são as forças exercidas entre o núcleo e a eletrosfera, o
que resulta num menor raio atômico.
O elemento de maior raio atômico é o Césio.

28. Energia de Ionização
Energia de Ionização é a energia necessária para remover um ou
mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
O tamanho do átomo interfere na sua energia de ionização.
Se o átomo for grande, sua energia de ionização será menor.
Em uma mesma família a energia aumenta de baixo para cima;
Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da
esquerda para a direita.

30. Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo no
estado gasoso (isolado) captura um elétron. Quanto menor o raio,
maior a sua afinidade eletrônica, em uma família ou período.
A afinidade eletrônica mede a energia liberada por um átomo em
estado fundamental e no estado gasoso ao receber um elétron.
Trata-se da energia mínima necessária para a retirada de um
elétron de um ânion de um determinado elemento.
Nos gases nobres a afinidade eletrônica não é significativa, porém
como a adição de um elétron em qualquer elemento causa
liberação de energia, então a afinidade eletrônica dos gases
nobres não é igual a zero.

32. A afinidade eletrônica tem comportamento parecido com o da
eletronegatividade, já que não tem uma forma muito definida no seu
crescimento na tabela periódica: cresce de baixo para cima e da
esquerda para a direita.
O elemento químico que possui a maior afinidade eletrônica é o Cloro.

33. Eletronegatividade
A Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os
elétrons de uma ligação. Na tabela periódica a eletronegatividade
aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita.
Essa propriedade tem relação com o raio atômico: quanto menor o
tamanho de um átomo, maior é a força de atração sobre os
elétrons.

35. Não é possível calcular a eletronegatividade de um único átomo
(isolado), pois a eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em
receber elétrons em uma ligação covalente. Portanto, é preciso das
ligações químicas para medir essa propriedade.
Segundo a escala de Pauling*, a eletronegatividade cresce na família de
baixo para cima, junto com à diminuição do raio atômico e do aumento
das interações do núcleo com a eletrosfera e no período da esquerda
pela direita, acompanhando o aumento do número atômico.
O elemento mais eletronegativo da tabela periódica é o flúor.
*A escala de Pauling é uma escala construída empiricamente e muito
utilizada na Química. Ela mede a atração que o átomo exerce sobre
elétrons externos em ligações covalentes,
ou seja, sua eletronegatividade.

36. DIAGRAMA DE PAULING

37. Eletropositividade
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, apresentada
por um átomo. Quanto maior for seu valor, maior será o caráter
metálico. Os átomos com menos de quatro elétrons de valência,
metais em geral, possuem maior tendência em perder elétrons, por
isso, possuem maior eletropositividade. Um aumento no número
de camadas diminui a força de atração do núcleo sobre os
elétrons periféricos, facilitando a perda de elétrons pelo átomo e,
conseqüentemente, aumentando a sua eletropositividade.

39. A eletropositividade cresce da direita para a esquerda nos
períodos e de cima para baixo nas famílias.
A forma da medir a eletropositividade de um elemento é a mesma
da eletronegatividade: através das ligação química. Entretanto, o
sentido é o contrário, pois mede a tendência de um átomo em
perder elétrons. Os metais são os mais eletropositivos e os gases
nobres são excluídos¹, pois não têm tendência em perder
elétrons.
O elemento químico mais eletropositivo é o frâncio.
Ele tem tendência máxima à oxidação.
¹Como os gases nobres são muito inertes, os valores de
eletronegatividade e eletropositividade não são objetos de estudo
pela dificuldade da obtenção desses dados.

40. Potencial de Ionização
É a energia necessária para remover um elétron de um átomo
isolado no estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho do
átomo, aumenta a facilidade para a remoção de um elétron da
camada de valência. Portanto, quanto maior o tamanho do átomo,
menor o potencial de ionização.

42. Potencial de Ionização
O Potencial de Ionização mede o contrário da afinidade
eletrônica: a energia necessária para retirar um elétron de um
átomo neutro, em estado fundamental e no estado gasoso. A
retirada de elétron na primeira vez utilizará uma quantidade de
energia maior que na segunda retirada e assim sucessivamente.
Possui comportamento igual ao da afinidade eletrônica e da
eletronegatividade, portanto, o Flúor e o Cloro são os elementos
que possuem os maiores potenciais de ionização da tabela
periódica.