tabela periódica [Modo de Compatibilidade]

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2. A TABELA PERIÓDICA
• Início do século XIX: um grande número de elementos químicos 
foi descoberto e, paralelamente, suas massas atômicas passaram a 
ser conhecidas. 
• Alguns destes elementos elementos apresentavam semelhanças 
em suas propriedades.
• Periódico: algo que se repete regularmente
Mendeeliev
(1834-1907)
Lei 
periódica
���� 1869: Meyer e Mendeliev verificaram que um padrão regular de 
repetição das propriedades químicas era observado quando os 
elementos eram colocados em ordem crescente da massa atômica. 
Tabela elaborada por Mendeliev (1869)
Curiosidade: ausência dos gases nobres; posteriormente um novo 
grupo precisou ser incorporado com a descoberta dos gases nobres.
• A descoberta da tabela periódica permitiu prever a existência de 
elementos até então desconhecidos e mesmo prever suas propriedades 
fíisicas e químicas. Por exemplo, veja as predições de Mendeliev para o 
Eka-silício, mais tarde descoberto e chamado de Germânio. 
Propriedades Eka-silício Germânio
massa molar 
(g/mol)
72 72,59
densidade (g/cm3) 5,5 5,32
ponto de fusão (ºC) alto 937
aparência cinza escuro cinza esbranquiçado
óxido EO2; sólido branco; 
anfotérico; densidade 4,7 
g/cm3
GeO2; sólido branco; 
anfotérico; densidade 4,23 
g/cm3
cloreto ECl4; ferve abaixo de 100 
ºC; densidade 1,9 g/cm3
GeCl4; ferve a 84 ºC; 
densidade 1,84 g/cm3
Com o passar dos anos, as tabelas foram evoluindo; porém, 
alguns elementos pareciam estar fora de posição!!!
• I e Te: posições invertidas
• Ca e Ar: mesma massa atômica (40 u)
Ca Metal altamente reativo
Ar Gás inerte
• Com a descoberta dos números atômicos, no início do 
século XX, constatou-se que a tabela deveria ser 
organizada em termos dos números atômicos, e não das 
massas molares (Moseley, 1913).
���� Lei periódica: quando os elementos são listados, 
seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é 
observada uma repetição periódica em suas propriedades.
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���� A Tabela Periódica moderna 1
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3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
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período
grupo ou 
família
n = número de níveis ocupados
camada de valência (valência = capacidade de combinação): maior nível 
ocupado 
elementos de um mesmo grupo possuem o mesmo número de elétrons de 
valência, daí suas propriedades químicas semelhantes 
���� A periodicidade nas propriedades dos elementos 
resulta da periodicidade nas configurações eletrônicas 
de seus átomos.
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3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
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período
grupo ou 
família
bloco d: elementos 
de transição externa
bloco f: elementos de transição 
interna (lantanídeos e actinídeos)
grupo dos elementos de transição 
bloco s bloco pbloco s + bloco p = grupos principais
grupo 1: metais alcalinos
grupo 2: metais alcalinos terrosos grupo 16: calcogênios
grupo 17: halogênios grupo 18: gases nobres
Br:
Br
Ar
[Ar] 3d10 4s2 4p53579,9 At:
At
Xe
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5* 85210
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Au: [Xe] 4f14 5d10 6s1
Mo: [Kr] 4d5 5s1
Normalmente, (n-1)d4 e ns2 transforma-se em (n-1)d5 e ns1 e (n-
1)d9 e ns2 transforma-se em (n-1)d10 e ns1 porque a situação em 
que todos os orbitais dos diferentes subníveis encontram-se 
parcialmente ou completamente preenchidos é energeticamente 
mais favorável. 
����Algumas particularidades
2.1. Propriedades periódicas
���� Raio atômico
aumenta o nível 
de energia dos 
elétrons de 
valência e a carga 
nuclear efetiva 
que os elétrons 
mais externos 
sentem é pouco 
alterada devido 
ao efeito de 
blindagem; 
portanto, o raio 
atômico aumenta. para números atômicos menores a carga nuclear 
efetiva que os elétrons mais externos sentem diminui 
e, com isso, o raio atômico aumenta.
2r
• Para os elementos dos grupos de transição, a tendência é 
quebrada devido aos efeitos de blindagem que os elétrons (n-
1)d sendo preenchidos provocam sobre os elétrons ns. 
���� Raio iônico
Os cátions são menores do que seus átomos geradores e os 
ânions maiores
���� Energia de ionização: energia mínima necessária para remover um 
elétron de um átomo isolado (fase gasosa) 
A atração elétrica sobre os elétrons de valência aumenta 
devido ao aumento da carga nuclear efetiva 
A atração elétrica 
sobre os elétrons 
de valência 
aumenta quando 
estes encontram-se 
mais próximos ao 
núcleo.
O elétron removido é aquele mais fracamente ligado (de maior energia)
• Para os elementos dos grupos de transição, a tendência é 
quebrada devido aos efeitos de blindagem que os elétrons (n-
1)d sendo preenchidos provocam sobre os elétrons ns. 
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Metais: elementos com 
baixa energia de ionização 
(perdem elétrons facilmente)
conduzem eletricidade
com facilidade
formam cátions com facilidade
gases nobres e não-
metais: elevadas 
energias de ativação
muito dificilmente formam cátions 1º E.I. < 2º E.I. < 3º E.I. < 4º E.I....
• É muito mais difícil tirar um elétron de uma espécie 
carregada positivamente do que de um átomo neutro
obs. começar a enxergar de outra maneira o que antes era 
visto como a “regra do octeto”
Grupo 1: forma facilmente cátions 
com carga 1+
Grupo 2: forma facilmente cátions 
com carga 2+
Grupo 3: forma facilmente cátions 
com carga 3+
A configuração eletrônica de alguns íons
Ni2+: 3d8 4s0
Para os metais de transição os elétrons a serem primeiramente 
removidos são os dos orbital ns pertencentes ao maior nível de energia. 
Um paralelo com os comportamentos dos raios atômicos e das 
energias de ionização sugerem que a resposta para este fenômeno 
aparentemente contraditório pode ser, mais uma vez, o efeito de 
blindagem que os elétrons (n-1)d exercem sobre os elétrons ns. Esta 
blindagem aumentaria a energia dos elétrons ns, tornando-os mais 
fracamente ligados ao núcleo e, portanto, mais energéticos.
• Afinidade eletrônica: energia liberada quando um elétron é adicionado a um 
átomo isolado (fase gasosa)
Quanto maior o número atômico, maior a carga nuclear 
efetiva experimentada pelo elétron adicionado e, portanto, 
maior então a energia liberada. 
Quanto menor o 
nível de energia 
em que o elétron 
for adicionado, 
maior a energia 
liberada.
Metais e gases nobres: elementos 
com afinidade eletrônica baixa
muito dificilmente recebem 
elétrons para formar ânions
não-metais o recebimento de elétrons é favorável
(afinidade eletrônica positiva)
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• Para os elementos do grupo 17, um 
segundo elétron elétron precisa ser 
adicionado a uma espécie já carregada 
negativamente, o que não é favorável, e, 
além disso, a um nível mais externo de 
energia, onde a atração do núcleo será bem 
menor. Assim, estes elementos formam, via 
de regra, ânions com carga 1-.
• Para os elementos do grupo 16, o segundo elétron ainda pode ser adicionado à 
camada de valência. Assim, ânions com carga 2- são formados com maior facilidade. 
• Raciocínio semelhante é válido para os elementos do grupo 15, os quais 
formam, com relativa facilidade, ânions com carga 3-.
obs. começar a enxergar de outra maneira o que antes era visto como a “regra do 
octeto”
3.2. Os materiais e suas relações com a Tabela Periódica
• Bloco s
Baixa energia de ionização: altamente reativos (são facilmente oxidados para formar cátions), 
principalmente os mais pesados por possuírem energias de ionização ainda menores. 
Os elementos do bloco s possuem pouco uso direto como materiais, mas são muitíssimo 
importantes como compostos. 
O potássio reage vigorosamente com 
água e o calor liberado é tamanho que 
provoca a ignição do H2 formado.
O sódio precisa ser guardado em óleo de parafina para 
evitar o contato com o ar e sua superfície recentemente 
cortada rapidamente torna-se coberta por seu óxido.
• Bloco p
Os elementos da esquerda e,
principalmente 
aqueles mais pesados, possuem energia de 
ionização suficientemente baixa para que estes 
apresentem algumas propriedades metálicas dos 
membros do bloco s. Entretanto, como a energia 
de ionização dos elementos do grupo p é maior, 
suas reatividades são bem menores e estes 
formam metais de grande utilidade como o 
alumínio, o estanho e o chumbo. 
Alguns elementos mais pesados podem 
formar dois tipos de cátions perdendo 
todos os elétrons de valência ou apenas 
os elétrons p (efeito do par inerte). Isto 
ocorre devido a grande diferença de 
energia entre os orbitais s e p. 
• Bloco p
Os elementos mais da direita do bloco possuem 
elevadas energia de ionização e afinidade eletrônica 
(não-metais). Formam com facilidade compostos 
moleculares um com o outro e reagem com metais 
para formar ânions em compostos iônicos, estando 
presentes em muitos minerais que nos rodeiam. 
Metalóides: características 
intermediárias entre metais e não-
metais
• Bloco d
Metais de transição
Apresentam propriedades 
bastantes semelhantes pois 
possuem os mesmos 
elétrons de valência
Sc
Ti
V Cr Mn
Fe
Co Ni Cu
Zn
Os elétrons “d” também podem ser 
perdidos, formando cátions com 
diferentes estados de oxidação
Lantanídeos: ocorrência bastante rara; 
bastante usados em supercondutores
Actinídeos: radioativos e, em grande 
parte, de ocorrência não natural