1. Tabela periódica
Professor Enio

3. A medida que os químicos foram
desenvolvendo os seus trabalhos
e descobrindo novos elementos
químicos, foram sentindo
necessidade de organizar esses
elementos de acordo com as
suas características ou
propriedades químicas

4.  Até o fina do século XVII ,apenas 33 elementos
químicos tinham sido descobertos.
 Durante o século XIX este numero praticamente
triplicou.

Ar ,água
Fogo, terra, éter

5.  1817 Johann Wolfgang Döbereiner
 Organiza elementos com propriedades
semelhantes em grupo de três, denominados
tríades Döbereiner.
Mais tarde chamada de grupos naturais
Johann Wolfgang Döbereiner
Ele percebeu que alguns elementos tinham uma relação de massa e
propriedades químicas semelhantes como o Cálcio, estrôncio e bário que se
apresentavam em ordem crescente de massa atômica outras trincas também
foram encontradas cloro, bromo e iodo ;lítio, sódio e potássio. Cada um
desses conjuntos recebeu o nome de tríades.

6.  1790- Lavoisier
 Publica o seu
 Traité Élementaire de Chimie Lavoisier
organizou neste trabalho substâncias que
tinham comportamento químico semelhante
Antoine Lavoisier
Antoine- Laurent Lavoisier (1743-1794), químico francês.
“O primeiro a classificar os elementos em grupo”, é
considerado o criador da química moderna.

7.  1849 Henry Ivanovitch Hess
 Publicou em seu livro Fundamentos da
Química Pura uma classificação de quatro
grupos de elementos(não-metais)com
propriedades químicas semelhantes
Henry Ivanovitch Hess
Classificação de Hess

8.  Hess chegou a comentar...
Henry Ivanovitch Hess
 Esta classificação está ainda muito longe de ser
natural. No entanto ela reúne elementos em
grupos muito semelhantes e pode ir
aperfeiçoando-se à medida que aumentarem os
nossos conhecimentos

9.  1862 - Alexander Beguyer de Chancourtois.
 Apresentou um importante sistema conhecido como
parafuso telúrico .
 Coloca os elementos em forma de uma linha
espiralada ao redor de um cilindro usando como
critério a ordem crescente de massas atômicas”.
 Parafuso telúrico de Chancourtois.
16 elementos
em ordem
crescente de
massa atômica

10.  1864 - John Alexander Reina Newlands.
 Colocou os elementos em ordem crescente de suas
massa atômicas em colunas verticais de 7 elementos
e verificou que as propriedades dos elementos se
repetiam periodicamente (exceção do Hidrogênio) e
então propôs a LEI DAS OITAVAS
Para Newlands, tudo
no mundo estaria
subordinado a uma
harmonia geral, que
seria a mesma tanto
para a química como
para a musica.
John Alexander Reina Newlands
Chegou a ser ridicularizado pela Sociedade Química de
Londres onde ele publicou seu trabalho.
Porém foi um passo importante para a classificação
periódica moderna.

11.  1866 – Lothar Meyer.
 Com as ideias básicas de Newlands, ele publicou uma
tabela na qual os elementos apareciam distribuídos em
seis grupos de acordo com as suas valências.
A formula molecular das substancias
simples e compostas que cada elemento
era capaz de formar.
Lothar Meyer
“Não pode haver duvida de que existe certa relação
entre os valores numéricos das massas atômicas e
as propriedades dos elementos químicos”

12.  A preocupação tanto para Newlands como
para Meyer era classificar os elementos
formando grupos com semelhanças nas
propriedades químicas. Mas para eles não
existia relação alguma entre as diversas
classes de elementos.
Tabela de Meyer tabela Newlands

13.  1868 – Dimitri Ivanovich Mendeleyev.
 Em seu livro Princípios da Química escreveu:
A massa de uma substancia é precisamente a propriedade da
qual todas as outras dependem...
E concluiu
 “ Por isso, é muito natural esperar que exista
uma relação entre as propriedades e semelhança
dos elementos , de um lado, e suas massas
atômicas, de outro”.

14.  Mendeleyev tornou conhecida sua primeira tabela periódica
em 1869.
 Na tabela de Mendeleyev os elementos eram distribuídos em linhas,
de tal modo que elementos quimicamente semelhantes eram
encontrados sob uma mesma coluna vertical.
 Em 1870 ele verificou que as massas atômicas dos elementos
índio,cério,ítrio,tório e urânio estavam erradas e que era
necessário mudá-las tornou conhecida sua primeira tabela
periódica em 1869.
 O Urânio passou a ser o ultimo da serie natural, e o de maior massa atômica

15.  Surgiram algumas lacunas que Mendeleyev destinou a
elementos ainda não descobertos prevendo inclusive suas
propriedades.

18. Brilho: os objetos metálicos, quando polidos,
apresentam um brilho característico dos metais,
por causa dos elétrons livres localizados na
superfície dos metais que absorvem e irradiam a
luz.
Maleabilidade: essa é a capacidade que os metais
têm de produzir lâminas e chapas muito finas.
Ductibilidade: Se aplicarmos uma pressão
adequada em regiões específicas na superfície de
um metal, esse pode se transformar em fios e
lâminas, devido o deslizamento provocado nas
camadas de átomos.
Condutibilidade: os metais são ótimos condutores
de corrente elétrica e de calor. Os fios de
transmissão elétrica são feitos de alumínio ou
cobre, assim como as panelas que usamos para
cozinhar alimentos. Os metais possuem a
capacidade de conduzir calor de 10 a 100 vezes
mais rápido do que outras substâncias.
Ponto de fusão e ebulição elevado: o metal
Tungstênio se funde (derrete) à temperatura de
3.410°C e entra em ebulição em 4.700°C.

19. A maioria dos elementos de transição possui características semelhantes a dos outros metais r:
*boa condutibilidade térmica e elétrica,
*brilho (geralmente prateado ou dourado).
*Apresentarem ampla variação de dureza e pontos de fusão/ebulição.
*tendem a ser mais duros
possuírem maiores Pf e Pe do que os metais alcalinos e alcalino-terrosos.

20.  Características dos metais alcalinos
 São muito reativos. Por isso, não existem livres na natureza.
 Reagem em contato com o oxigénio do ar e com a água.
 Devem ser guardados em parafina líquida ou petróleo.
 As soluções aquosas resultantes das reações destas substâncias com a água são alcalinas.

21. ão metais de baixa densidade, coloridos e
moles. Reagem com facilidade com
halogênios para formar sais iônicos e com
a água (ainda que não tão rapidamente
como os metais alcalinos) para formar
hidróxidos fortemente básicos. São todos
sólidos.
Todos apresentam dois elétrons no seu
último nível de energia (em subnível s),
com tendência a perdê-los transformando-
se em íons bipositivos, M2+. Esta
tendência em perder elétrons,
denominada eletropositividade cresce no
grupo de cima para baixo, sendo o menos
eletropositivo, o berílio. A reatividade dos
metais alcalino-terrosos tende a crescer
no mesmo sentido.

22.  Só existem 12 não-metais conhecidos, o que contrasta
com mais de 80 metais, mas são os não-metais que
constituem a maior parte da Terra, em especial das
suas camadas exteriores. Os organismos vivos são
compostos quase exclusivamente por não-metais.

23.  A classificação metálica é bem restrita à
maleabilidade, ductilidade, condutividade
elétrica e térmica, além do brilho
característico, da elasticidade e da
tenacidade, os elementos que não
atendem a todas essas características não
são verdadeiros metais.
 Semicondutores
O grupo dos metalóides ainda apresenta
outra grande disfunção físico-química quando
comparado ao grupo metálico: as Bandas de
Condução e Bandas de Valência. Para o
entendimento desses dois conceitos, observe
os exemplos:
Ouro: Bom condutor de eletricidade
Silício: Não conduz a eletricidade tão bem
quanto o Ouro, mas não a impede
Carbono: Isolante Elétrico

24.  Os Gases Nobres possuem características especiais, uma delas
diz respeito à camada de valência, eles possuem oito elétrons
no nível de energia mais distante. Dizem que essa configuração
eletrônica é a ideal e por isso todos os outros elementos
ganham ou doam seus elétrons na tentativa de atingi-la. Essa
característica dá aos gases nobres uma grande estabilidade, ou
seja, eles não precisam compartilhar seus elétrons, pois já
possuem seu octeto.

25. Hidrogênio, elemento do símbolo H, é o mais simples
de todos os elementos químicos, pois é constituído de
um próton e um elétron que gira ao seu redor. Embora
na terra ocupe o nono lugar entre os elementos em
termos de ocorrência, correspondendo a 0,9% da
massa do planeta, é o mais abundante no universo,
pois apresenta cerca de 75% de toda a massa cósmica.

27.  Família 1 (1A) - Alcalinos
 Família 2 (2A) - Alcalino-terrosos
 Família 13 (3A) - Família do boro
 Família 14 (4A) - Família do carbono
 Família 15 (5A) - Família do nitrogênio
 Família 16 (6A) - Calcogênios
 Família 17 (7A) - Halogênios
 Família 18 (Zero) - Gases Nobres

28.  A Tabela Periódica possui
sete períodos e, a
depender do nível (série)
em que os elementos
encontram-se, é revelada
a quantidade de camadas
eletrônicas.
 Por exemplo, os elementos
Oxigênio e o Flúor estão
na segunda série e
possuem duas camadas
eletrônicas, o Potássio e
Cálcio estão no quarto
período e possuem quatro
níveis eletrônicos
(K,L,M,N) e assim vai.
Flúor

30. SEMELHANÇA ATÔMICA
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.

31. Isótopos
os isótopos são dois átomos do mesmo elemento químico com números de massa (A)
diferentes e números atômicos (Z) iguais. A diferença se encontra no número de
nêutrons. Os isótopos podem diferir em algumas características, como a densidade.

32. Isótopos
os isótopos são dois átomos do mesmo elemento químico com
números de massa (A) diferentes e números atômicos (Z) iguais. A
diferença se encontra no número de nêutrons. Os isótopos podem
diferir em algumas características, como a densidade.

33. Isótono
Em química, isótonos são átomos que diferem no número
atômico (número de prótons) e no número de massa, porém
apresentam o mesmo número de nêutrons.

34. Isóbaros
Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos e,
portanto, de diferentes números atômicos, que apresentam o
mesmo número de massa.

35. Isótonos
São átomos de elementos químicos diferentes, de diferentes
números atômicos, diferentes números de massa, e mesmo
número de nêutrons.

36. ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam
elétrons
Para um átomo ser eletricamente neutro ele precisa ter a mesma
quantidade de prótons e elétrons, mas como nem sempre isso
ocorre, surge então os compostos denominados de íons. Íons são
átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações,
eles se classificam em ânions e cátions:

37. Ânion: átomo que recebe elétrons e fica carregado
negativamente. Exemplos: N-3, Cl-, F-1, O-2.
Cátion: átomo que perde elétrons e adquire carga
positiva. Exemplos: Al+3, Na+, Mg+2, Pb+4.
Íons
Primeiro é preciso destacar que ÂNIONS possuem número de elétrons maior que o
número de prótons, e CÁTIONS o contrário: o número de elétrons é menor que o
número de prótons.

38. Íons
Quando ocorrem ligações entre íons positivos e negativos
denominamos de Ligações Iônicas. Um exemplo prático de ligação
iônica é a que ocorre na formação de Cloreto de sódio, o nosso sal
de cozinha cuja fórmula é NaCl, veja a reação:
Na+ + Cl- → NaCl

40. Fluoreto de Hidrogênio