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A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA
Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo.
Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.
A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.
Veja, a seguir, um breve histórico:
⇒ TRÍADES DE DÖBEREINER
Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formava outra.
Elemento Massa atômica
Cálcio Estrôncio Bário
1817 - Lei das tríades de Döbereiner
⇒ PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS
Em 1863, A. E. Béguyer de Chancourtois dispôs os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massa atômica. Tal classificação recebeu o nome de parafuso telúrico.
1862 - O parafuso telúrico de Chancourtois
⇒ LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS
Um outro modelo, foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society). Nenhuma regra numérica, foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas. A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas.
⇒ A DESCOBERTA DO NÚMERO ATÔMICO
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Moseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleyev desapareceram.Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleyev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, com as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.
⇒ AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES
A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 da tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usado atualmente, é recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.
Na Tabela Periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico.
⇒ A HISTÓRIA DA CIÊNCIA PARECE TER ESQUECIDO DE LOTHAR MEYER
É muito comum atribuir o crédito da construção da Tabela Periódica a Mendeleyev, mas não devemos nos esquecer de outro químico, talvez tão brilhante quanto o cientista russo: o alemão julius Lothar Meyer (1830 - 1895).
Em 1869, Meyer e Mendeleyev, trabalhando independentemente, lançaram classificações periódicas semelhantes. Mas o brilhantismo das previsões de Mendeleyev ofuscou por completo o resultado das pesquisas de Lothar Meyer.
Em 1882, porém, os dois cientistas receberam a Medalha Davy, a mais alta honraria da Associação Britânica para o Progresso da Ciência.
Vale lembrar também que, em 1887, outra injustiça foi reparada. A mesma medalha foi oferecida a Newlands, o cientista que fora ridicularizado por sua classificação baseada nas oitavas musicais.
Os grupos dos elementos representativos podem ser designados por nomes especiais:
NOME GRUPO
ELEMENTOS
DO GRUPO
DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA NA
ÚLTIMA CAMADA
metais alcalinos
1 (IA)
Li, Na, K, Rb, Cs Fr s^1
Metais alcalinos terrosos
2 (IIA) Be,^ Mg,^ Ca,^ Sr, Ba, Ra s^2
grupo do boro ou dos metais terrosos
13 (IIIA) B, Al, Ga, In, Tl s^2 p^1
grupo do carbono 14 (IVA) C, Si, Ge, Sn, Pb s^2 p^2
grupo do nitrogênio 15 (VA) N, P, As, Sb, Bi s^2 p^3
calcogênios 16 (VIA O, S, Se Te, Po s^2 p^4
halogênios 17 (VIIA) F, Cl, Br, I, At s^2 p^5
gases raros ou gases nobres
(VIIIA)
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn s^2 p^6
Observações:
- Observe que nos elementos representativos o número de elétrons da última camada é igual ao numeral romano da nomenclatura tradicional, ou igual ao último algarismo do número IUPAC do grupo.
- Observe que o hidrogênio, apesar de constar na primeira coluna da tabela, não é considerado um elemento do grupo dos alcalinos por apresentar características especiais.
- O grupo 18 já foi chamado de grupo 0 (zero), pois se acreditava que seus elementos não reagissem com nenhum átomo. Por essa aparente propriedade, esses elementos eram também chamados de gases inertes.
⇒ PERIODICIDADE: UMA DESCRIÇÃO MODERNA
A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades. Para entender o significado deste comentário, considere a seqüência mostrada na figura a seguir, que é a primeira parte desta lista de elementos.
Nesta ilustração a posição de cada elemento, na seqüência, é marcada por um círculo, quadrado ou triângulo. Ao examinarmos esta lista, um conjunto de elementos que atrai nossa atenção é o dos gases nobres (quadrado, nos diagramas). Recebem esta denominação porque todos os gases a temperatura e pressões ordinárias ou comuns, e pouco ativos quimicamente, ou nobres. (A palavra tem sido usada deste modo, uma vez que os metais preciosos, notadamente prata, ouro e platina, todos poucos reativos, foram a princípio denominados metais nobres.). Os gases nobres são:
Hélio (He, Z=2)
Neônio (Ne, Z=10)
Argônio (Ar, Z=18)
Criptônio (Kr, Z=36)
Xenônio (Xe, Z=54)
Radônio (Rn, Z=86)
Ao olharmos para um elemento imediatamente posterior a um gás nobre, encontramos um metal ativo que reage vigorosamente com uma grande variedade de substâncias, inclusive com a água. Esta família de elementos é chamada de metais alcalinos, e cada elemento é designado por um triângulo na figura anterior. Os metais alcalinos são:
Lítio (Li, Z=3)
Sódio (Na, Z=11)
Potássio (K, Z=19)
Rubídio (Rb, Z=37)
Césio (Cs, Z=55)
Frâncio (Fr, Z=87)
Os elementos imediatamente anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio, são todos altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não-metais, e são chamados halogênios. Estão designados por círculos na figura anterior. Os halogênios são:
Flúor (F, Z=9)
Cloro (Cl, Z=17)
Bromo (Br, Z=35)
Iodo (I, Z=53)
Astato (At, Z=85)
(Embora algumas das propriedades do Hidrogênio sejam semelhantes às dos halogênios, o hidrogênio não é
⇒ PERÍODOS
As filas horizontais da tabela periódica são chamadas períodos e são enumeradas com algarismos arábicos de 1 a 7. Observe que os períodos variam grandemente em comprimento: o primeiro período consiste em somente dois elementos, o sexto período consiste em 32 elementos, em parte porque estão incluídos os lantanóides (O termo lantanóide é recomendado pela IUPAC, embora não seja de uso comum dos Estados Unidos. Um termo mais antigo é elemento terra-rara), que são 14 elementos, do lantânio (Z=89) até o itérbio (Z=70). O sétimo período também consiste (potencialmente) em 32 elementos, pois estão incluídos os 14 elementos actinóides (A IUPAC recomenda o termo actinóide. Um termo mais antigo é elemento terra-rara pesado), do actínio (Z=89) ao nobélio (Z=102). Os lantanóides e actinóides são conjuntamente chamados elementos de transição interna.
Observe que o hidrogênio é posicionado, isoladamente, na parte superior da tabela periódica. Isto é feito porque as propriedades do hidrogênio são particulares. Algumas versões da tabela periódica posicionam o hidrogênio acima do lítio (grupo IA) e/ou acima do flúor (grupo VIIA). Contudo, o
hidrogênio pouco apresenta das propriedades dos metais alcalinos ou dos halogênios.
Cada novo período, após o primeiro na tabela periódica, tem início com um metal alcalino (grupo IA) e termina com um gás nobre (grupo 0). Entre os elementos, alguns têm nomes especiais: alcalinos terrosos, do grupo IIA, calcogênios do grupo VIA e, como mencionamos anteriormente, os elementos do grupo VIIA são denominados halogênios.
Tabela Periódica Atual
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1A 8A (0) I H 1 2A 3A 4A 5A 6A 7A He 2 II Li 3
Be 4
B 5
C 6
N 7
O 8
F 9
Ne 10 III Na 11
Mg 12 3B 4B 5B 6B 7B 8B 2B 1B Al 13
Si 14
P 15
S 16
Cl 17
Ar 18 IV K 19
Ca 20
Sc 21
Ti 22
V 23
Cr 24
Mn 25
Fe 26
Co 27
Ni 28
Cu 29
Zn 30
Ga 31
Ge 32
As 33
Se 34
Br 35
Kr 36 V Rb 37
Sr 38
Y 39
Zr 40
Nb 41
Mo 42
Tc 43
Ru 44
Rh 45
Pd 46
Ag 47
Cd 48
In 49
Sn 50
Sb 51
Te 52
I 53
Xe 54
VI Cs 55
Ba 56 ∗∗ Hf 72
Ta 73
W 74
Re 75
Os 76
Ir 77
Pt 78
Au 79
Hg 80
Ti 81
Pb 82
Bi 83
Po 84
At 85
Rn 86
VII Fr 87
Ra 88 ∗ ∗∗∗^
Rf 104
Db 105
Sb 106
Bh 107
Hs 108
Mt 109
Uun 110
Uuu 111
Uub 112
Uuq 114
∗ ∗ Série dos Lantanídeos
La 57
Ce 58
Pr 59
Nd 60
Pm 61
Sm 62
Eu 63
Gd 64
Tb 65
Dy 66
Ho 67
Er 68
Tm 69
Yb 70
Lu 71 ∗ ∗ ∗∗ Série dos Actinídeos
Ac 89
Th 90
Pa 91
U 92
Np 93
Pu 94
Am 95
Cm 96
Bk 97
Cf 98
Es 99
Fm 100
Md 101
No 102
Lr 103
LEGENDA
**- Hidrogênio
- Metais
- Semi-metais
- Não metais
- Gases Nobres
- Lantanídeos
- Actinídeos**
distância (d) entre os núcleos de dois átomos vizinhos.
Se percorrermos os períodos da esquerda para a direita, encontraremos cargas nucleares (números de prótons) progressivamente maiores. Quanto maior a carga nuclear, maior a força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons. Essa força fará os elétrons ficarem mais próximos do núcleo, diminuindo, assim, o tamanho do átomo. Em resumo:
Ao longo de um mesmo período, o raio atômico diminui da esquerda para a direita.
Se percorrermos um grupo de cima para baixo, o número de camadas e a carga nuclear aumentarão. No entanto, esses dois fatores agem em sentidos opostos: quanto maior o número de camadas, maior o tamanho do átomo, e quanto maior a carga nuclear, menor o átomo será. Qual dos dois fatores predominará?
Ocorre, nesse caso, o chamado efeito de blindagem: a força de atração entre a carga do núcleo a os elétrons das camadas mais externas sofre um enfraquecimento devido à presença dos elétrons das camadas mais internas. Em outras palavras, os elétrons (negativos) que estão entre o núcleo e a camada mais externa neutralizam em parte a carga positiva do núcleo, o que diminui a força de atração entre o núcleo a os elétrons mais externos. Esses últimos elétrons, por essa razão, ficarão mais distantes do núcleo, o que resultará num maior tamanho do átomo.
Portanto, ao longo dos grupos, a influência do número de camadas é mais intensa que a da carga nuclear. Assim sendo, à medida que percorrermos os grupos de cima para baixo, o número de camadas aumentará, favorecendo o aumento do raio atômico.
Podemos, então, dizer que:
Ao longo de um mesmo grupo, o tamanho dos átomos aumenta de cima para baixo.
Essas conclusões obtidas até agora podem ser assim resumidas:
O raio atômico aumentada direita para a esquerda ao longo dos períodos e de cima para baixo ao longo dos grupos.
Gráfico do raio atômico em função do número atômico:
VOLUME ATÔMICO
Apesar do nome, o volume atômico não é o volume de um único átomo, mas o volume ocupado por um conjunto de 6,02 x 1023 átomos do elemento no estado sólido.
Aparentemente, poderíamos realizar o seguinte raciocínio: se o volume atômico corresponde a 6,02 x 1023 átomos então o volume de um só átomo seria determinado dividindo-se o volume atômico por 6,02 x 1023. Entretanto, esse raciocínio não é
Ao longo dos grupos, o volume atômico aumenta de cima para baixo;ao longo dos períodos, ele aumenta do centro para as extremidades.
Um gráfico do volume atômico em função do numero atômico, seria:
DENSIDADE
Vimos que densidade é a relação entre a massa (m) e o volume (V) ocupado por essa massa:
Essa relação nos mostra que, para massas iguais, quanto menor o volume, maior será a densidade.
Uma vez que o volume atômico aumenta do centro para as extremidades nos períodos, então a densidade (que varia inversamente com o volume) aumentará das extremidades para o centro. Em outras palavras, a densidade aumenta no sentido inverso do volume.
Quanto à variação da densidade nos grupos, temos de considerar o seguinte: como o volume atômico aumenta de cima para baixo, poderíamos pensar que a densidade diminuiria nesse sentido. Ocorre, porém, que a massa dos átomos também aumenta de cima para baixo. Esse aumento é tão intenso que supera o aumento do volume. Isso faz, então, com que nos grupos a densidade aumente de cima para baixo.
Resumindo:
Nos períodos, a densidade aumenta das extremidades para o centro; nos grupos, ela aumenta de cima para baixo.
No caso dos elementos puros, em geral, quanto maiores são essas forças, mais próximos os átomos permanecem. Isso confere ao elemento uma estrutura mais compacta e uma densidade maior. Além disso, quanto maiores essas forças, maior é a temperatura necessária para separar os átomos. Assim sendo, os pontos de fusão e de ebulição tendem a aumentar com a densidade.
Assim:
Ao longo dos períodos, os pontos de fusão e de ebulição aumentam das extremidades para o centro (tal como a densidade); ao longo dos grupos, eles aumentam de cima para baixo, com exceção dos grupos 1 (IA) e 2 (IIA), nos quais o aumento é de baixo para cima.
Além dessa periodicidade, há outras informações relacionadas ao estado físico que chamam a atenção:
⇒ O elemento de menor ponto de fusão (-269 °C) é o hélio (Z = 2).
⇒ Os maiores pontos de fusão são 3.410°C, para o tungstênio (Z = 74), e 3.500°C, para o carbono (Z = 6).
⇒ O carbono, por sua posição na tabela periódica, deveria ter um ponto de fusão menor.
Essa exceção deve-se, porém, ao fato de seus átomos se disporem de tal maneira que as forças de atração entre eles se tornam muito intensas.
⇒ O elemento gálio (Z = 31) é um metal com temperatura de fusão tão baixa (30°C) que derrete, como se fosse manteiga,
em contato com o calor da mão. (A temperatura do corpo humano é de 37°C, aproximadamente).
⇒ De todos os elementos, somente o mercúrio (Z = 80) e o bromo (Z = 35) são líquidos à temperatura ambiente (25°C). No estado gasoso temos o hidrogênio, nitrogênio,oxigênio, flúor, cloro e os gases nobres (grupo 18 ou VIIIA). No estado sólido estão todos os outros elementos (ver tabela periódica)
Um gráfico do ponto de fusão em função do número atômico, seria:
POTENCIAL (OU ENERGIA) DE IONIZAÇÃO
Para retirar os elétrons mais externos de um átomo, é necessária uma certa quantidade de energia. Essa energia precisará ser grande se os elétrons estiverem fortemente atraídos pelo núcleo do átomo, mas poderá ser pequena se eles estiverem fracamente atraídos.
Essa maior ou menor atração que o núcleo exerce sobre os elétrons depende de dois fatores:
⇒ Carga nuclear (que é positiva e corresponde ao número de prótons); ⇒ Tamanho do átomo (que pode ser expresso através do raio atômico).
Quanto maior a carga positiva do núcleo, maior a atração sobre os elétrons. Quanto menor o tamanho do átomo, mais
