Tabela Periódica

1. Prof. Luiz Cláudio Tabela Periódica

2. Contribuição dos vários cientistas para a construção da tabela periódica: 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. 1817 - Tríades Dobereiner 1862 - Parafuso Telúrico de De Chancourtois 1864 - Lei das Oitavas de Newlands 1869 - D. F. Mendeleev:- ordem crescente de massa atômica      - propriedades químicas semelhantes

4. As tríades de J. W. Dobereiner • Organizou os elementos por propriedades semelhantes em grupos de três – “Tríades”; Cloro, bromo e iodo: a tríade da primeira tentativa. • A massa atómica do elemento central da “tríade” era a média das massa atómicas dos outros dois elementos.

5. O parafuso telúrico de A. Beguyen de Chancourtois • Colocou os elementos químicos por ordem crescente das suas massas atómicas, numa linha espiralada de quarenta e cinco graus traçada sobre a superfície lateral de um cilindro; Verificou que os elementos químicos com propriedades semelhantes se situavam sobre a mesma geratriz do cilindro; • Limitações: • Mistura corpos simples e corpos compostos; • Representação gráfica é muito complicada; • Só é valido para elementos com número atómico inferior a 40.

6. As oitavas de Jonh Newlands • Agrupou os elementos em sete grupos de sete elementos, por ordem crescente das suas massas atómicas; “ O oitavo elemento é uma espécie de repetição do primeiro, como a oitava nota de uma oitava de uma música” • Estabeleceu uma relação entre as propriedades dos elementos e a sua massa atómica. A este tipo de repetição, com propriedades semelhantes chamou-se periodicidade, e é esta a origem do nome da“tabela periódica”.

7. Limitações: • Em algumas colunas onde se encontram elementos com propriedades semelhantes, há elementos que não deveriam pertencer a essa coluna; • O telúrio (Te) foi colocado antes do iodo, mas a sua massa atômica relativa é maior;

8. As curvas de Lothar Meyer • Mentor do volume atómico; Mostrou a relação entre os volumes atómicos e as massas atómicas relativas – curva de Meyer;

9. Classificação periódica de Dimitri Mendeleev • Colocou os elementos por ordem crescente das suas massa atómicas, distribuindo-os em 8 colunas verticais e 12 linhas horizontais; • Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a sua massa atómica; • Admitiu que o peso atómico de alguns elementos não estava correto; • Deixou lugares vagos para os elementos que ainda estavam por descobrir.

10. 1913 - Lei da Periodicidade de Moseley:     - ordem crescente de Z

11. Lei periódica de Moseley • Demonstrou que a carga do núcleo do átomo é característica de um elemento químico; • Reordenou os elementos químicos por ordem crescente dos seus números atómicos; “Quando os elementos são agrupados em ordem crescente de numero atómico (Z), observa-se a repetição periódica de varias propriedades.”

12. A série de actnídeos de Glenn Seaborg • Descobriu todos os elementos transurânicos, do número atómico 94 até 102, tendo reconfigurado a tabela periódica e colocado a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.

13. Lei Periódica "As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos". Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).

14. Elementos Químicos Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula. Os Símbolos são de origem latina: Português Latim Símbolo Sódio Natrium Na Potássio Kalium K Enxofre Sulphur S Fósforo Phosphurus P

15. Períodos ou Séries São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons. K L M N O P Q 1 2 3 4 5 6 7 P Q

16. 1 18 2 17 13 14 15 16 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Famílias ou Grupos São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência). K L M N O P Q 1 2 3 4 5 6 7

17. GRUPO DO BORO CALCOGÊNIOS HALOGÊNIOS GRUPO DO CARBONO Alcalinos - TERROSOS Metais GRUPO DO NITROGÊNIO GASES NOBRES Metais Alcalinos ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Famílias ou grupos 18 1 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

18. Metais • - Eletropositivos • Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm); • Brilho característico; • - Dúcteis (fios); • - Maleáveis (lâminas); • - São bons condutores de calor e eletricidade.

19. Ametais • Eletronegativos; • Quebradiços; • Opacos; • Formam Compostos Covalentes (moleculares); • - São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono).

20. Gases Nobres • Foram Moléculas Monoatômicas; • São Inertes Mas Podem Fazer Ligações apesar da estabilidade (em condições especiais); • São Sete: He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn.

21. Resumo Metais Ametais Gases nobres

22. Notas: 1 - São elementos líquidos: Hg e Br; 2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H; 3 - Os demais são sólidos; 4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) 5 - Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais; 6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos.

23. Propriedades periódicas Eletronegatividade Eletropositividade Potencial de ionização Raio atômico Eletroafinidade Densidade

24. Eletronegatividade É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais). Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres. H B C N OF Cl Br I Fr

25. Eletropositividade ou Caráter Metálico: É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais). Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres. H F Li Na K Rb Cs Fr

26. Potencial de Ionização É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente. H He Ne Ar Kr Xe Rn Fr

27. Raio Atômico É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres. H He Li Na K Rb Cs Fr

28. Eletroafinidade É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres. H Fr

29. Densidade É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de cima para baixo. Os Ir

30. Resumo das propriedades Eletronegatividade; Potencial de ionização; Eletroafinidade. Eletropositividade; Raio atômico H He Ne Ar Kr Xe Rn Li Na K Rb Cs Fr B C N O F Cl Br I

31. Tabela de Prova