Tabela Periódica II

História

A tabela periódica surgiu devido à necessidade de agrupar os elementos que tinham propriedades químicas e físicas semelhantes, e separar os que não tinham nada em comum. A tabela periódica que temos acesso atualmente, nem sempre foi assim: desde que foi criada tem passado por muitas alterações, vejamos a retrospectiva histórica de sua invenção: A descoberta dos elementos químicos foi o primeiro passo para a construção da tabela periódica. O primeiro elemento a ser descoberto foi o fósforo, em 1669, pelo alquimista Hennin Brand. Durante os 200 anos seguintes, aumentaram os conhecimentos relativos às propriedes dos elementos e seus compostos, graças aos químicos da época.

Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas começaram a desenvolver esquemas de classificação. A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Os elementos químicos que tinham suas massas atômicas conhecidas, foram organizados em uma lista formulada por John Dalton no início do século XIX. Em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner teve a idéia de agrupar os elementos em três (tríades). Essas tríades eram separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. Infelizmente muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades.

Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra. Vários cientistas procuravam agrupar os átomos de acordo com algum tipo de semelhança, mas o químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleyev foi o primeiro a conseguir enunciar cientificamente a seguinte lei: As propriedades físicas e químicas dos elementos são em função periódica da massa atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da Química no ano de 1869, nessa época eram conhecidos cerca de 60 elementos químicos. Mendeleyev 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.

Ele organizou essas cartas em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes, formou-se então a tabela periódica. A vantagem da tabela periódica de Mendeleyev em relação as outras, é que essa exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças dos elementos colocados na vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel por sua tabela. A última atualização na tabela, resultou do trabalho de Glenn Seabor, na década de 50. Ele descobriu o plutônio em 1940, e a partir daí Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102).

Reformulou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídios. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 descoberto recentemente, 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 tabela periódica consiste em um ordenamento dos elementos conhecidos de acordo com as suas propriedades físicas e químicas, em que os elementos que apresentam as propriedades semelhantes são dispostos em colunas. Este ordenamento foi proposto pelo químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev, substituindo o ordenamento pela massa atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da Química em 1869, época em que eram conhecidos apenas cerca de 60 elementos químicos.

Em 1913, através do trabalho do físico inglês Henry G. J. Moseley, que mediu as freqüências de linhas espectrais específicas de raios X de um número de 40 elementos contra a carga do núcleo (Z), pôde-se identificar algumas inversões na ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos trabalhos experimentais a ratificar o modelo atômico de Bohr.

O trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a Química se encontrava na época por desconhecimento: até então os elementos eram ordenados pela massa atômica e não pelo número atômico.

A tabela moderna é ordenada segundo o número atômico, propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Moseley.

Estrutura da Tabela Periódica

A tabela periódica relaciona os elementos em linhas chamadas períodos e colunas chamadas grupos ou famílias, em ordem crescente de seus números atômicos.

Períodos

Os elementos de um mesmo período têm o mesmo número de camadas eletrônicas, que corresponde ao número do período. Os elementos conhecidos até o momento cobrem sete períodos, denominados conforme a sequência de letras K-Q, ou também de acordo com o número quântico principal- n.

Os períodos são:
(1ª) Camada K - n = 1
(2ª) Camada L - n = 2
(3ª) Camada M - n = 3
(4ª) Camada N - n = 4
(5ª) Camada O - n = 5
(6ª) Camada P - n = 6
(7ª) Camada Q - n = 7

Em química denomina-se grupo ou família cada coluna vertical da tabela periódica. Os elementos pertencentes ao mesmo grupo apresentam propriedades semelhantes e, em geral, o mesmo número de elétrons no nível mais externo de energia (camada de valência).

Não é por acidente que vários destes grupos correspondem diretamente a séries químicas: a tabela periódica foi criada originalmente para organizar as séries químicas conhecidas num esquema único e coerente.

A explicação moderna do padrão da tabela periódica é que os elementos num grupo têm configurações semelhantes na camada de elétrons mais externa dos seus átomos: visto que a maioria das propriedades químicas tem a ver com as interações dos elétrons exteriores, isto tende a dar aos elementos do mesmo grupo propriedades físicas e químicas semelhantes.
Os grupos da tabela periódica são numerados de 1 a 18, antigamente numerados de 1 a 8, com subdivisões A e B dependendo se são elementos representativos ou de transição, respectivamente.

OS GRUPOS

As dezoitos coluna verticais da tabela são:
Grupo 1 (I A) - metais alcalinos: Lítio, sódio, potássio, césio e frâncio.
Grupo 2 (II A) - metais alcalinos-terrosos: Berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio.
Grupo 3 (III B) - grupo do escândio: Escândio, ítrio, lantânio, actínio, lantanídios e actinídeos.
Grupo 4 (IV B) - grupo do titânio: Titânio, zircônio, háfnio e ruterfórdio.
Grupo 5 (V B) - grupo do vanádio: Vanádio, nióbio, tantálio e dúbnio.
Grupo 6 (VI B) - grupo do cromo: Cromo, molibdênio, tugstênio e seabórguio.
Grupo 7 (VII B) - grupo do manganês: Manganês, tecnécio, rênio e bóhrio.
Grupo 8 (VIII B) - grupo do ferro: Ferro, rutênio e ósmio.
Grupo 9 (VIII B) - grupo do cobalto: Cobalto, ródio, irídio e meitnério.
Grupo 10 (VIII B) - grupo do níquel: Níquel, paládio e platina.
Grupo 11 (I B) - grupo do cobre: Cobre, prata e ouro.
Grupo 12 (II B) - grupo do zinco:Zinco, cádmio e mercúrio.
Grupo 13 (III A) - grupo do boro: Boro, alumínio, gálio, índio e tálio.
Grupo 14 (IV A) - grupo do carbono: Carbono, silício, germânio, estanho e chumbo.
Grupo 15 (V A) - grupo do nitrogênio: Nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto.
Grupo 16 (VI A) - calcogênios: Oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio.
Grupo 17 (VII A) - halogênios: Flúor, cloro, bromo, iodo e astato.
Grupo 18 (VIII A ou 0) - gases nobres: Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio.

Classificações dos Elementos

Dentro da Tabela Periódica, os elementos químicos também podem ser classificados em conjuntos, chamados de séries químicas, de acordo com sua configuração eletrônica:

Elementos representativos: pertencentes aos grupos 1, 2 e dos grupos de 13 a 17.
Elementos (ou metais) de transição: pertencentes aos grupos de 3 a 12.
Elementos (ou metais) de transição interna: pertencentes às séries dos lantanídeos e dos actinídeos.
Gases nobres: pertencentes ao grupo 18.
Além disso, podem ser classificados de acordo com suas propriedades físicas nos grupos a seguir:
Metais;
Semimetais ou metalóides (termo não mais usado pela IUPAC: os elementos desse grupo distribuíram-se entre os metais e os ametais).
Ametais (ou não-metais);
Gases nobres;

Raio atômico

Essa propriedade se relaciona com o tamanho do átomo, e para comparar esta medida é preciso levar em conta dois fatores:

- Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo;

- O átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons.

Energia de Ionização

Energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso: quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização. - Em uma mesma família esta energia aumenta de baixo para cima; - Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a direita.

Afinidade eletrônica

É a energia liberada quando um átomo no estado gasoso (isolado) captura um elétron. Em uma família ou período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica. Eletronegatividade 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 se relaciona com o raio atômico, sendo que, quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração sobre os elétrons.