A Tabela Periódica

Introdução

A tabela periódica a que hoje temos acesso não foi sempre igual desde que foi criada, tendo sofrido muitas alterações.

A tabela periódica “nasceu” da necessidade de agrupar os elementos que tinham propriedades químicas e físicas semelhantes, e separar os que não tinham nada em comum.

Desde a primeira tentativa de Dobereiner de classificar os elementos, a tabela periódica sofreu inúmeras alterações, passando por Chancourtóis, Newlands, Meyer e Mendeleev.

História da tabela periódica

A Tabela Periódica surgiu devido à crescente descoberta de elementos químicos e das suas propriedades, os quais necessitavam ser organizados segundo as suas características. Até 1800 aproximadamente mesmo número de camadas de electrões.

30 Elementos eram conhecidos; hoje me dia, na Tabela Periódica constam 109 elementos.

O nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades, de intervalos em intervalos.

A base da classificação periódica actual é a tabela de Mendeleev, com a diferença de que as propriedades dos elementos variam periodicamente com seus números atómicos e não com os pesos atómicos, como era a classificação feita por Mendeleev.

A Tabela Periódica actual é formada por 109 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de electrões.

Por exemplo: ₃Li ₄Be e ₁₀Ne, tanto o lítio, o berílio e o néon possuem duas camadas de electrões, logo estão no segundo período.

A primeira tentativa real de se classificar os elementos de comportamento químico semelhante é devida a J. W. Dobereiner com suas tríades. Ele procurou estabelecer vários grupos de três elementos com propriedades químicas semelhantes. Observou, então, que a massa atómica do elemento central era a média aritmética das massas atómicas dos outros elementos.

Para os conhecimentos da época, a classificação era interessante, mas logo se verificou que, na maioria dos elementos, a massa atómica do elemento central não era a média aritmética dos outros dois.

Na década de 1860, as massas atómicas foram determinadas de maneira mais exacta. Dois cientistas tiveram, então, a mesma ideia.

Chancourtois dispôs os elementos na ordem crescente das suas massas atómicas numa superfície cilíndrica chamada parafuso telúrico.

Os elementos colocados na mesma vertical apresentavam propriedades químicas semelhantes. Além de complicado, o parafuso só era válido até o cálcio.

Newlands, ao ordenar os elementos na ordem crescente das massas atómicas fez uma curiosa comparação. Como existem sete notas musicais, a oitava nota é sempre uma repetição da nota de onde se partiu. Com os elementos aconteceria a mesma coisa, porque o oitavo elemento teria as mesmas propriedades que o primeiro.
Embora falha e muito ridicularizada na época, essa classificação teve o mérito de esboçar o conceito de periodicidade, isto é, propriedades que se repetem após certo período.

Poucos anos depois, dois cientistas: L. Meyer e D. Mendeleev visualizaram melhor a periodicidade das propriedades dos elementos. Meyer fez uma tabela tomando como base o volume atómico dos elementos. Inicialmente Mendeleev ordenou-os em colunas, segundo as massas atómicas crescentes e observou que os elementos quimicamente semelhantes ficavam numa mesma horizontal. Posteriormente, reuniu esses elementos de propriedades semelhantes em colunas, denominadas grupos.Enunciou, então, a lei periódica, segundo a qual, dispondo-se os elementos na ordem crescente de massas atómicas, as suas propriedades variam de modo definido e retornam ao mesmo valor em pontos fixos das séries. Ele tinha tanta confiança na validade da lei que, quando a ordem dos elementos parecia ser interrompida, deixava espaços em branco, lacunas que corresponderiam a elementos que deveriam ser descobertos. Mendeleev chegou a prever as propriedades destes elementos, acertando em quase todas.

Outro mérito seu foi admitir que as massas atómicas de alguns elementos estavam erradas. Inverteu suas posições, como, por exemplo, no caso do telúrio e do iodo.

Nem mesmo a descoberta de uma família completa de novos elementos, os gases nobres, desfigurou a classificação de Mendeleev. Os gases nobres ficaram perfeitamente acomodados pela simples adição de uma coluna vertical.

Embora lançada na mesma época e sendo semelhante à de Mendeleev, a classificação de L. Meyer tem hoje apenas significado histórico. O que é perfeitamente explicável pelo fato de ser a tabela do químico russo mais completa, mais simples e, principalmente, muito mais audaciosa para a época. É bom lembrar que naquela época, o átomo era considerado indivisível. Portanto, noções hoje em dia consideradas primárias, como a nuvem electrónica e o número atómico, eram simplesmente desconhecidas.

Um pouco mais sobre Mendeleev

Mendeleev iniciou sua pesquisa sobre a periodicidade dos elementos ao iniciar seu trabalho como professor na Universidade de São Petersburgo. Mendeleev sentiu a necessidade de organizar os dados da Química Inorgânica e começou a colecionar todas as informações sobre os elementos conhecidos na época. Os dados eram anotados em cartões, que eram fixados na parede de seu laboratório e, conforme observava alguma semelhança, mudava a posição dos cartões.

Esse quebra-cabeça deu origem a uma Tabela Periódica, na qual os elementos foram dispostos em filas horizontais, de acordo com as massas atômicas crescentes, e colunas verticais, com elementos de propriedades semelhantes.

Em 1869 Mendeleev apresentou à comunidade científica a sua lei periódica dos elementos. Sentindo-se muito seguro da validade de sua classificação, Mendeleev deixou posições vazias na sua tabela, dedicada a elementos que eram desconhecidos. Predisse, com uma precisão surpreendente, as propriedades dos mesmos quando viessem a ser conhecidos. Para isso utilizou como base as propriedades dos elementos vizinhos.

Conclusão

Podemos então concluir que a Tabela Periódica não foi simplesmente inventada, mas foi criada a partir de poucos elementos e da sua investigação, como é o caso do fósforo, o primeiro elemento a ser descoberto. A partir daí, a Tabela Periódica foi sendo cada vez mais aperfeiçoada e completada com elementos que eram descobertos, e comparados aos que já existiam.

Propriedades Periódicas e Aperiódicas da Tabela Periódica.

De modo geral, muitas propriedades dos elementos químicos variam periodicamente com o aumento de seus números atômicos (portanto, ao longo dos períodos da Tabela Periódica), atingindo valores máximos e mínimos em colunas bem definidas da Classificação Periódica, sendo então chamadas de PROPRIEDADES PERIÓDICAS. Como exemplo, podemos citar o raio atômico, o volume atômico a densidade absoluta, as temperaturas de fusão e de ebulição, etc. Esse fato costuma ser traduzido pela Lei da Periodicidade de Moseley.

Evidentemente, essa periodicidade decorre da estrutura eletrônica dos elementos, que também se “repete” de período em período. E é também essa periodicidade que confere uma importância enorme à Classificação Periódica, que passa, então, a nos servir na previsão das propriedades e do comportamento dos elementos químicos.

Há contudo, algumas propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico e que são chamadas de PROPRIEDADES APERIÓDICAS. Dentre elas podemos citar a massa atômica e o calor específico.

1. Propriedades Aperiódicas

- Massa Atômica: É a unidade usada para pesar átomos e moléculas, equivale a 1/12 da massa de um átomo isótopo do carbono-12 (C12). Sempre aumenta com o aumento do número atômico.

- Calor Específico: É a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura de 1g do elemento. O calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.

2. Propriedades Periódicas

- Raio Atômico

É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem de elétrons” que o circunda não tem limites bem-definidos. Costuma-se então medir, com auxílio de raios X, a distância (d) entre dois núcleos vizinhos e dizer que o raio atômico (r) é a metade dessa distância. De modo mais completo, dizemos que o RAIO ATÔMICO de um elemento é a metade da distância internuclear mínima que dois átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente.

O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica, pois seus valores variam periodicamente com o aumento do número atômico.

Na Tabela Periódica as setas indicam o sentido de crescimento dos raios atômicos.

Numa família, os raios aumentam de cima para baixo porque à medida que novos níveis de energia vão sendo ocupados, o tamanho do átomo tende a aumentar. Os elétrons dos níveis mais próximos do núcleo exercem um efeito isolante entre o núcleo e os elétrons mais periféricos. Com isso, o poder de atração do núcleo diminui muito, e os elétrons mais externos tendem a ficar mais espalhados.

Num período, os raios diminuem da esquerda para a direita, pois aumenta o número de prótons e consequentemente, aumenta a atração núcleo-elétrons e o átomo encolhe. O efeito isolante nos períodos também se manifesta, mas é de dimensão bem menor do que o que existe nas famílias, pois neles não aumenta o número de níveis eletrônicos.

- Raios Iônicos

Os raios dos íons positivos (cátions) são sensivelmente menores que os raios dos átomos neutros correspondentes. O fato explica-se pela perda de elétrons, que diminui a repulsão na nuvem eletrônica, determinado seu encolhimento. Além disso, a perda de elétrons muitas vezes significa perda da última camada. Por outro lado, os íons negativos (ânions) são sensivelmente maiores que os átomos neutros correspondentes. Isso se justifica não só pelo aumento de repulsão que se verifica na nuvem eletrônica, como também por um certo aumento no efeito de blindagem (efeito “isolante”), que a adição de elétrons, mesmo no último nível, determina.

- Volume Atômico

Chama-se VOLUME ATÔMICO de um elemento o volume ocupado por 1 mol (6,02X1023 átomos) do elemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume de um átomo mas o volume de um conjunto de átomos, consequentemente, no volume influem não só o volume individual de cada átomo, como também o espaçamento existente entre os átomos.

Na Tabela Periódica as setas indicam o aumento do número atômico.

Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com o número atômico.

Num período, à esquerda da linha pontilhada, o volume atômico acompanha o raio atômico; já à direita da linha pontilhada a variação é oposta porque, nos elementos aí situados (principalmente nos não-metais), o “espaçamento” entre os átomos passa a ser considerável.

- Densidade Absoluta

Chama-se DENSIDADE ABSOLUTA (d) ou massa específica de um elemento ao quociente entre sua massa (m) e seu volume (v). Portanto: d = m/v.

Na Tabela Periódica as setas indicam o aumento da densidade absoluta.

Numa família, a densidade absoluta varia no mesmo sentido que o volume, indicando que, nesse caso, a massa dos átomos cresce mais rapidamente que seus volumes.

Num período, a densidade absoluta varia no sentido oposto dos volumes atômicos; isso é explicável, pois pela fórmula d = m/v, quanto menor o volume maior deverá ser a densidade.

- Pontos de Fusão e de Ebulição

Ponto de Fusão (PF) é a temperatura em que uma substância passa do estado sólido para o estado líquido; o Ponto de Ebulição (PE) é a temperatura em que uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso.

As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em ebulição são, também, funções periódicas de seus números atômicos.

Na tabela, as setas indicam o aumento dos pontos de fusão e ebulição.

Numa família, à exceção dos metais alcalinos e alcalinos-terrosos, os pontos de fusão e de ebulição crescem de cima para baixo e num período das extremidades para o centro.

Verifica-se, de um modo geral, que o PF e o PE têm variação paralela a densidade. Isso indica que, quanto mais densos e compactos estão os átomos, mais difícil será “separá-los” durante o processo de fusão ou de ebulição. Uma exceção importante e curiosa é a do elemento carbono, que apresenta um dos maiores pontos de fusão (cerca de 3700°C) e ebulição (cerca de 4800°C) conhecidos.

Ao contrário, os elementos de menores pontos de fusão e de ebulição são aqueles que podem apresentar-se no estado líquido ou até mesmo gasoso, em condições ambiente. Com exceção do hidrogênio, esses elementos estão situados à direita e na parte superior da tabela.

- Potencial de Ionização

O elétron, ao ser excitado, passa de níveis inferiores para níveis superiores de energia. Quando atinge um nível energético em que o núcleo não exerce mais atração sobre o elétron, dizemos que atingiu um nível (distância) infinito.

Para separar definitivamente um elétron de seu átomo, precisamos atingir esse nível infinito. A essa transposição corresponde um certo conteúdo de energia, chamada energia de ionização (estando o átomo no estado gasoso, isolado e no estado fundamental, isto é, no mais baixo conteúdo de energia). Como o processo envolve uma diferença de potencial, é mais apropriado falar-se em POTENCIAL DE IONIZAÇÃO, determinado para 6,02X1023 átomos do elemento no estado gasoso (átomos isolados), pois assim se evita a interferência de átomos vizinhos na energia inicial do elétron a ser arrancado. A condição referente ao mais baixo estado de energia é importante pela necessidade de se compararem valores determinados sob critérios idênticos.

Podemos arrancar um ou mais elétrons do mesmo átomo. Teríamos, então, o primeiro potencial de ionização, segundo potencial de ionização, terceiro potencial de ionização, etc.

Na tabela as setas mostram o crescimento dos potenciais de ionização dos elementos.

Nas famílias o potencial de ionização aumenta de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.

Entre os principais fatores que determinam essa variação observada, podemos citar:

• Carga do núcleo atômico (número atômico): quanto mais prótons no núcleo, maior a atração deste sobre os elétrons. (Este fator justifica plenamente o aumento de potencial nos períodos quando se vai da esquerda para a direita).

• Raio atômico: quando diminui, os elétrons mais externos ficam mais próximos do núcleo, que assim os segura mais firmemente; quando aumenta, ocorre o contrário. (Este fator justifica o aumento de potencial nos períodos quando se vai da esquerda para a direita e explica o aumento do potencial nas famílias, quando as percorremos de baixo para cima).

• Efeito de blindagem: corresponde a uma diminuição da carga efetiva do núcleo atômico, reduzindo-lhe a capacidade de ação sobre os elétrons periféricos, pois os elétrons dos níveis mais internos exercem como que um efeito de blindagem em torno do núcleo. (Este fator é preponderante nos grupos e justifica a queda do potencial de ionização com o aumento do número atômico).

• Repulsão entre os próprios elétrons: quanto mais os elétrons, maior a repulsão entre eles e mais facilmente são retirados. (Este fator, associado à blindagem, explica a variação nos grupos).

- Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade

Se para afastar um elétron de um átomo é necessário fornecer-lhe energia, para adicionar um elétron a um átomo neutro é necessário retirar-lhe energia. Quando se adiciona um elétron a um átomo neutro, isolado (individualizado), no estado gasoso e no mais baixo estado energético (estado fundamental), ocorre a liberação de uma certa quantidade de energia. A essa energia dá-se o nome de AFINIDADE ELETRÔNICA.

A exemplo do potencial de ionização, podemos falar, genericamente, em segunda afinidade eletrônica, terceira afinidade eletrônica, etc.

Porém, a afinidade eletrônica só apresenta aplicações práticas para os não-metais, pois seus átomos tendem a receber elétrons. Para os metais é muito difícil medir a eletroafinidade, porque seus átomos não tendem a receber elétrons, isto é, não ficarão estáveis ao receberem elétrons.

Na tabela, as setas indicam o crescimento da afinidade eletrônica dos elementos.

Nas famílias, a afinidade eletrônica aumenta, em valor absoluto, de baixo para cima e nos períodos, da esquerda para a direita.

Essa variação se explica pela distância entre o elétron e o núcleo: quanto menor o raio, mais energia deverá perder. Portanto, a afinidade eletrônica tem uma variação paralela, mas inversa ao raio.

OBS.: Os elementos com poucos elétrons na último nível apresentam um baixo potencial de ionização; os elementos com muitos elétrons no último nível apresentam uma alta afinidade eletrônica.

- Eletronegatividade

A eletronegatividade é uma propriedade que resulta da ação conjunta da energia de ionização e da eletroafinidade, mede a tendência relativa que um átomo possui de atrair elétrons e se torna mais perceptível quando o átomo está participando de uma ligação química. Coube a Linus Pauling criar uma escala arbitrária para medir essa tendência, que é relativa, pois é estabelecida comparativamente. Na escala de Pauling, ao elemento mais eletronegativo (o flúor) foi atribuída eletronegatividade 4,0. As demais são determinadas em função dessa, correspondendo ao elemento menos eletronegativo (o césio) o valor 0,7.

Na tabela, as setas indicam o aumento da eletronegatividade.

Nas famílias, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e nos períodos, da esquerda para a direita.

Essa variação ocorre de maneira inversa ao raio atômico, isso se explica pelo fato de que átomos pequenos atraem elétrons mais eficazmente que átomos grandes. Assim, quanto menor o raio atômico, maior a eletronegatividade.

Observações:

• Um átomo pequeno possui um núcleo mais “protegido” pelas suas camadas. Daí o fato de um átomo pequeno atrair elétrons mais facilmente que um átomo grande.

• Os valores numéricos da eletronegatividade poderão ser chamados de “potenciais eletronegativos”.

• Os gases nobres, em condições naturais, são estáveis e não se ligam a nenhum outro átomo. Devido a esse fato, poderemos dizer que os gases nobres apresentam eletronegatividade e eletroafinidade nulas.

• A propriedade inversa a eletronegatividade recebe o nome de eletropositividade.