A TABELA PERIÓDICA

I - Introdução

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 (foto ao lado), e era

baseado na massa atômica. Em 06 de

Março de 1869, ele apresentou pela

primeira vez, na sociedade Russa de

Química, suas descobertas.

Após a apresentação, ele

publicou a tabela periódica em seu

livro Princípios da Química no mesmo

ano, época em que eram conhecidos

apenas cerca de 60 elementos

químicos.

Em 1913, através do trabalho do

físico inglês Henry G. J. Moseley (foto ao

lado), 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

periódica, baseada nos trabalhos de

Moseley.

II – Classificação

A tabela foi elaborada observando-se, na linha vertical, as famílias, grupos

ou colunas e, nas filas horizontais, os períodos, níveis ou camadas.

As famílias apresentam cada qual elementos com semelhanças nas propriedades

químicas. São em número de 18, das quais algumas recebem especial

denominação.

Família 1A – Alcalinos

Os Alcalinos são os elementos do Grupo 1 (1A) da Tabela Periódica,

constituindo uma família ou uma série química. Formada pelos seguintes metais:

lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr).

Têm este nome porque reagem muito facilmente com a água e, quando isso

ocorre, formam hidróxidos (substâncias básicas ou alcalinas), libertando

hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo

óxidos.

Apresentam eletronegatividade ≤ 1,0 segundo a escala de Pauling. Este

valor tende a crescer no grupo de baixo para cima.

Equação química da reação de um metal alcalino (exemplo: lítio) com a

água:

2 Li(s) + 2 H2O(l) 2 LiOH(aq) + H2(g)

Equação química da reação de um metal alcalino (exemplo: potássio) com o

oxigênio:

4 K(s) + O2(g) 2 K2O(s)

São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Altamente eletropositivos

e reativos. A eletropositividade e a reatividade destes elementos tende a crescer,

no grupo, de cima para baixo se visto do ponto de vista termodinâmico (liberação

de energia), pois quanto menor, mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido

e reagindo mais rápido, se visto do ponto de vista cinético (velocidade da reação) a

reatividade tende a crescer de baixo para cima, pois quanto maior os átomos mais

fácil de perder o seu elétron de valência e mais rápido reage. Apresentam um único

elétron nos seus níveis de energia mais externos (em subnível s), tendendo a

perdê-lo, transformando-se em íons monopositivos: M+.

O hidrogênio, com um único elétron, está situado normalmente na tabela

periódica no mesmo grupo dos metais alcalinos (ainda que as vezes apareça

separado destes em outra posição). Porém, a energia necessária para arrancar o

elétron do hidrogênio é muito mais elevada do que a qualquer alcalino. Como nos

halogênios o hidrogênio necessita receber um único elétron para completar o seu

nível mais externo. Na sua forma elementar é encontrado como uma molécula

diatômica, H2. Pode formar sais denominados hidretos (MH) com os alcalinos, de

forma que o metal cede um elétron ao hidrogênio, como se o hidrogênio fosse um

halogênio. Devido à peculiaridade do hidrogênio prefere-se não classificar o

hidrogênio em nenhuma série química.

Família 2A - Alcalinos Terrosos

Os alcalino-terrosos são os elementos químicos do grupo 2 (2 A) da tabela

periódica, formando uma família ou uma série química, e são os seguintes: berílio

(Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e radio (Ra). Este

último apresenta um tempo de vida média muito curto.O nome alcalino-terroso

provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Possuem propriedades básicas

(alcalinas).

Apresentam eletronegatividade ≤ 1,3 segundo a escala de Pauling. Este

valor tende a crescer no grupo de baixo para cima.

São 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.

Família 6A – Calcogênios

Calcogênio é qualquer elemento químico do grupo da Tabela Periódica 16

(6A). Juntos compõem a série química de mesmo nome. Grupo 16 (6A) - Grupo dos

Calcogênios. O nome calcogênio significa “gerador de minério”. Todos os

elementos deste grupo são não-metais e o polônio é o único deles que é radioativo.

O oxigênio, primeiro elemento do grupo é o segundo mais eletronegativo na escala

de Pauling (3,44)

Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np4 da sua camada

de valência (tendo assim, 6 elétrons nessa camada); formam compostos com

metais e com hidrogênio quando o número de oxidação é -2. Os números de

oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos do grupo formam compostos

com outros elementos do seu próprio grupo, ou com os elementos do grupo 17

(7A), os halogênios. Este grupo é formado por: Oxigênio (O), Enxofre (S), Selênio

(Se), Telúrio (Te) e Polônio (Po).

Família 7A – Halogênios

A série química dos halogênios é o grupo 17 (7A) da tabela periódica dos

elementos, formado pelos seguintes elementos: flúor, cloro, bromo, iodo e astato

ou Astatínio (este último, radioativo e pouco comum). Esse grupo, juntamente com

o grupo 18 (8A), dos gases nobres, são as únicas famílias formadas unicamente por

não-metais. A palavra provém do grego e significa formador de sais. Na forma

natural são encontrados como moléculas diatômicas, X2.

Todos apresentam 7 elétrons no seu último nível de energia, terminando a

sua configuração eletrônica em subnível p com 5 elétrons. Para um halogênio

adquirir estabilidade química, o seu último nível de energia precisa receber um

elétron, transformando-se num íon mononegativo, X-. Este íon é denominado haleto

e os seus sais de haletos. Um dos haletos mais famosos é o cloreto de sódio,

conhecido como sal de cozinha. Muitos compostos orgânicos sintéticos e alguns

naturais contém halogênios. Estes compostos são denominados compostos

halogenados.

Possuem uma eletronegatividade ≥ 2,5 segundo a escala de Pauling, sendo

o flúor o de maior eletronegatividade (4,0). O valor da eletronegatividade no grupo

decresce de cima para baixo, sendo o menos eletronegativo o astato. São

altamente oxidantes (decrescendo esta propriedade, no grupo, de cima para baixo),

por isso reagem espontaneamente com os metais, não-metais, substâncias

redutoras e até com os gases nobres.

Devido a esta alta reatividade podem ser perigosos ou letais para

organismos vivos se em quantidade suficiente. O cloro e iodo são usados como

desinfetantes para água potável, piscinas, ferimentos recentes, pratos, etc. Eles

matam bactérias e outros microorganismos. Sua reatividade também é útil no

branqueamento de materiais. O cloro é o agente ativo da maioria dos

branqueadores usados na produção de papel, por exemplo.

São tóxicos (exceto o iodo), voláteis em condições ambientais, podendo

ocasionar queimaduras na pele e nas vias respiratórias.

O flúor e cloro são gasosos, o bromo é líquido, o iodo e o astato são sólidos.

Família 8A ou Zero - Gases Nobres

Um gás nobre é um membro da família dos gases nobres da Tabela

Periódica. O termo “gás nobre” vem do fato que, do ponto de vista humano, nobre

é aquele que geralmente evita as pessoas comuns. Do mesmo modo, a

característica destes gases é de não combinarem com os demais elementos

sob condições ambientes. Estes gases têm uma baixa reatividade e são também

conhecidos por gases inertes (apesar de não serem inertes porque já foi

comprovado que alguns podem participar de reações químicas). De um modo geral,

os gases nobres têm uma relativa dificuldade de combinação com outros átomos

porque são pouco reativos.

Os gases nobres formam uma série química. São elementos químicos do

grupo 18 (grupo 0 ou 8A nas tabelas mais antigas); especificamente são os

elementos hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e Ununoctium.

Embora existam em quantidades consideráveis na atmosfera terrestre, não

foram descobertos devido à baixa reatividade que possuem. A primeira evidência

da existência dos gases nobres foi através da descoberta da existência do hélio no

sol, feita por análise espectrográfica da luz solar. Mais tarde, o hélio foi isolado da

atmosfera terrestre por William Ramsay. Os gases nobres apresentam forças de

atração interatômicas muito fracas, daí apresentarem baixos pontos de fusão e

ebulição. Por isso, são gasosos nas condições normais, mesmo aqueles que

apresentam átomos mais pesados.

Todos os gases nobres apresentam os orbitais dos níveis de energia

exteriores completos com elétrons, por isso não formam facilmente compostos

químicos. À medida que os átomos dos gases nobres crescem na extensão da série

tornam-se ligeiramente mais reativos, daí poder-se induzir o xenônio a formar

compostos com o flúor. Em 1962, Neil Bartlett, trabalhando na Universidade de

Columbia, Inglaterra, reagiu o xenônio com o flúor produzindo os compostos XeF2,

XeF4, e XeF6. O radônio foi combinado com o flúor formando o fluoreto de radônio,

RnF, que brilha intensamente na cor amarelada quando no estado sólido. Além

disso, o criptônio pode ser combinado com o flúor formando KrF2, o xenônio para

produzir o biatômico de curta-duração Xe2 , e pode-se reagir gás nobre com outros

haletos produzindo, por exemplo, XeCl usado em lasers.

Em 2002, foram descobertos compostos nos quais o urânio formava

moléculas com argônio, criptônio ou xenônio. Isso sugere que os gases nobres

podem formar compostos com os demais tipos de metais.

O fluoreto de argônio (ArF2) foi descoberto em 2003 pelo químico suíço

Helmut Durrenmatt. Na tabela periódica, abaixo do radônio, existe um espaço

vazio. Isto significa que, teoricamente, pode existir outro gás nobre ainda não

descoberto. Este gás nobre ainda a descobrir tem sido nomeado temporariamente

como Ununoctium.

As restantes do grupo A, serão chamadas pelo nome de seu primeiro elemento.

Exemplo:

3A – família do Boro

4A - família do Carbono

5A - família do Nitrogênio

III - A ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA

Segue disposição que respeita ordem de número atômico permitindo que se

prevejam propriedades dos elementos, que se repetem de período em período, daí

a expressão "periódica".

Num primeiro momento já podemos, pela tabela, classificar os elementos.

- gases nobres - Família Zero ou 8A.

- não-metais - F 7A, 6A (à exceção do telúrio e do polônio).

- são não-metais o nitrogênio e o fósforo – F 5A e na F 4A, - o carbono.

- semi metais - espécie de transição entre metais e não metais. Estão nas

famílias:

3A - Boro. 4A - Silício, Germânio. 5A - Arsênio, Antimônio. 6A - Telúrio, Polônio.

- metais - todos os demais elementos da tabela à exceção do hidrogênio que não

se enquadra nessa classificação.

Outra classificação pode ser explorada, limitando os elementos em

Cisurânicos– elementos artificiais antes do Urânio: Frâncio*, Astato*, Tecnécio e

Promécio. E Transurânicos - elementos artificiais depois do Urânio.

IV - PROPRIEDADES PERIÓDICAS

São características ou tendências que certos elementos químicos podem

relevar segundo a sua posição na tabela periódica, entre elas, destacam-se:

Raio Atômico:

É a distância entre o centro de um átomo

e os limites da sua eletrosfera. Ao contrário do

que se poderia pensar, o raio atômico não

depende apenas do peso do átomo e/ou da

quantidade de elétrons presentes na eletrosfera.

É também fortemente afetado pela

eletronegatividade de cada elemento.

Simplificadamente, o raio atômico é a

distância entre o centro do átomo e a sua

camada de valência, que é o nível de energia

com elétrons mais externo deste átomo. Como

conseqüência do átomo não ser rígido é

impossível calcular o seu raio atômico exato.

Deste modo, calcula-se o seu raio atômico médio.

Devido à dificuldade em obter-se o raio de átomos isolados determina-se

(através de raio X) a distância entre os núcleos de dois átomos ligados do mesmo

elemento, no estado sólido. O raio atômico será a média da distância calculada.

Na tabela periódica o raio atômico tende a crescer nos:

Períodos: da direita para a esquerda. No sentido da diminuição da carga

nuclear (número atômico) dos átomos, motivo pelo qual se aumenta a

atração do núcleo sobre os elétrons, diminuindo conseqüentemente seu

tamanho.

Grupos: de cima para baixo. Nesse sentido há um aumento do número de

camadas eletrônicas, diminuindo a atração nuclear sobre os elétrons

afetando o valor médio do raio.

Potencial de Ionização ou Energia de Ionização

O potencial de ionização é a energia mínima requerida para arrancar um

elétron de um átomo no estado gasoso. Pode ser assim representada em equação:

Al(g) + Energia Al+(g) + e- (5,9 eV)

Pode-se retirar um ou mais de um elétron de um átomo. Dai utilizar-se os

termos primeiro potencial de ionização, segundo potencial de ionização e assim em

diante, para cada elétron arrancado.

1º Potencial de ionização:

Al(g) + Energia Al+(g) + e- (5,9 eV)

2º Potencial de ionização:

Al+(g) + Energia Al2+(g) + e- (18,8 eV)

3º Potencial de ionização:

Al2+(g) + Energia Al3+

(g) + e- (28,4 eV)

A cada novo elétron que se retira do átomo, maior é o potencial de

ionização. Isso ocorre devido o aumento da sua carga. É mais fácil retirar um

elétron de um átomo neutro do que de um íon positivo, já que, quanto maior a

distância do núcleo para o elétron, menor é a força de atração entre eles.

Na tabela periódica o primeiro potencial de ionização tende a crescer

nos:

Períodos: da esquerda para a direita. Nesse sentido aumenta a carga

nuclear (número atômico) dos átomos, portanto, aumenta a atração do

núcleo sobre os elétrons.

Grupos: de baixo para cima. Nesse sentido diminui o tamanho do átomo,

aumentando a atração nuclear sobre os elétrons.

Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade

É a energia que um átomo, no estado gasoso, libera ao "capturar" um

elétron. A energia liberada é proporcional à força que o núcleo faz sobre o elétron,

ou seja, inversamente proporcional ao raio atômico.

Pode ser assim representada em equação:

F(g) + é → F-(g) + 402 Kcal / mol,

Na tabela periódica a eletroafinidade tende a crescer nos:

Grupos: conforme diminui o número de camadas, ou seja, de baixo para

cima.

Períodos: conforme o número atômico aumenta: da esquerda para a direita.

Os elementos que liberam maior energia ao ganhar um elétron são os

halogênios, pois são os que estão mais próximos de atingir configuração

eletrônica de um gás nobre.

Eletronegatividade

A eletronegatividade (também denominada de caráter ametálico) é uma

propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo, em uma

molécula, em atrair elétrons, quando combinado em uma ligação covalente. Com

sentido oposto à eletronegatividade, usa-se o termo eletropositividade. Os valores

da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão combinados. Por

isso, os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor

de eletronegatividade. Duas escalas de eletronegatividade são comumente

utilizadas: a escala Pauling, proposta em 1932 que serve para medir essa tendência

de um átomo em atrair elétrons. Pauling arbitrou para o flúor, o elemento mais

eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinados a

partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). E a escala

Mulliken, proposta em 1934, que é baseada em uma fórmula que relaciona

potencial de ionização e afinidade eletrônica para obter os valores de

eletronegatividade de determinadas substâncias.

A escala Mulliken diverge em alguns aspectos ao ser comparada à tabela

eletronegativa do químico Linus Pauling. Mulliken, por exemplo, considera o Neônio

o elemento com a maior capacidade de atrair elétrons na tabela periódica (4,60),

enquanto a escala de Linus aponta o Flúor, já citado, como portador do maior

potencial eletronegativo. Com referência à este impasse, é comum utilizar os

valores de Linus Pauling na química superficial, aplicada em livros didáticos até o

fim do ensino médio. Já os químicos graduados seguem os valores da escala de

Mulliken.

cM = (AE + ΔEv)/2

cM = potencial de eletronegatividade Mulliken, AE = afinidade eletrônica, ΔE =

potencial de ionização. As unidades são em kJ/mol.

A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu

raio atômico: Quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo

exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade.

Como conseqüência:

Na tabela periódica a eletronegatividade tende a crescer:

Nos períodos: da esquerda para a direita,

Nos grupos: de baixo para cima.