Tabela Periódica

Tabela Periódica

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CAPÍTULO 3 TABELA PERIÓDICA

3.1 A história da tabela periódica64
3.2 A descoberta da lei periódica e a tabela periódica moderna65
3.3 A periodicidade nas configurações eletrônicas67
3.4 A periodicidade nas propriedades atômicas70
3.4.1 Tamanho do átomo70
3.4.2 Energia de ionização73
3.4.3 Afinidade eletrônica74
3.4.4 Eletronegatividade, eletropositividade e reatividade75
3.4.5 Densidade79
3.4.6 Ponto de fusão e ponto de ebulição79
3.5 Os blocos da tabela periódica e seus grupos80
3.5.1 O hidrogênio80
3.5.2 Elementos do bloco s81
3.5.2.1 Grupo 1: metais alcalinos81
3.5.2.2 Grupo 2: metais alcalinos terrosos82
3.5.3 Elementos do bloco p83
3.5.3.1 Grupo 13: grupo do boro83
3.5.3.2 Grupo 14: grupo do carbono85
3.5.3.3 Grupo 15: grupo do nitrogênio86
3.5.3.4 Grupo 16: calcogênios87
3.5.3.5 Grupo 17: halogênios8
3.5.3.6 Grupo 18: gases nobres90
3.5.4 Elementos do bloco d91
3.5.4.1 Grupo 3: grupo do escândio92
3.5.4.2 Grupo 4: grupo do titânio93
3.5.4.3 Grupo 5: grupo do vanádio93
3.5.4.4 Grupo 6: grupo do crômio93
3.5.4.6 Grupo 8: grupo do ferro95
3.5.4.7 Grupo 9: grupo do cobalto95
3.5.4.8 Grupo 10: grupo do níquel96
3.5.4.9 Grupo 1: grupo do cobre96
3.5.4.10 Grupo 12: grupo do zinco97
3.5.5 Elementos do bloco f97
3.5.5.1 Série dos lantanídeos97
3.5.5.2 Série dos actinídeos98

1 3.6 Referências bibliográficas do capítulo ................................................................ 9

64 3 TABELA PERIÓDICA

Objetivos deste capítulo

Finalizado o capítulo, o aluno será capaz de:

• classificar os elementos químicos dentro das quatro categorias da tabela periódica segundo a configuração de seus elétrons mais externos;

• escrever a configuração eletrônica dos elementos;

• comparar as propriedades físicas e químicas de metais e não metais;

• conhecer as semelhanças entre membros de um determinado grupo periódico;

• identificar as tendência dos raios atômicos, das energias de ionização e de afinidade eletrônica na dos elementos dentro da tabela periódica.

3.1 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 metálicos ou não metálicos.

A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido à ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química. Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos. Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes tinham suas massas atômicas muito separadas.

Em 1829, Johann W. Boebereiner 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 formavam outra.

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 por John A.R. Newlands, professor de química inglês. 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 por várias décadas.

A organização da tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, por Dmitri Mendeleev. Em 1869, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleev 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. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as 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 Mendeleev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.

Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Mosseley 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 Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos.

A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos e números mais precisos de massa atômica, rearranjando as informações existentes.

A última maior troca na tabela periódica resultou do trabalho de Glenn

Seaborg, na década de 50. A partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu outros 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.

3.2 A descoberta da lei periódica e a tabela periódica moderna

Dmitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, trabalhando independentemente, descobriram experimentalmente a lei periódica e publicaram suas tabelas de elementos, demonstrando a variação de propriedades periódicas consequente da ordenação dos elementos adotada por eles. Em suas tabelas, ambos listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica (na época, não se conheciam os

números atômicos, só as massas atômicas). Atualmente, sabemos que a periodicidade é mais facilmente visualizada se a listagem for feita em ordem crescente do número atômico, o que ocasiona uma pequena diferença sequencial em relação à ordenação por massa atômica. O sucesso de Mendeleev e Meyer, apesar de ordenarem os elementos com base em suas massas atômicas, deve-se ao fato de que, em geral, quanto maior o número atômico, maior a massa atômica do elemento.

A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades.

Figura 3.1 - Tabela periódica.

A repetição verificada na lei periódica é a base da estrutura da tabela periódica moderna, de maneira que elementos com propriedades químicas semelhantes ficam distribuídos em colunas verticais chamadas grupos. Vejamos então esta estrutura, acompanhando na figura 3.1:

• Grupos: são as colunas da tabela periódica, também denominadas famílias. Os grupos são enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18, da esquerda para a direita, como recomendação da IUPAC, a partir de 1990. A notação usada até então e ainda hoje encontrada nomeava os grupos utilizando algarismos romanos e letras do alfabeto da seguinte forma:

• grupos A para os elementos representativos, de IA até VIIA e para os gases nobres (grupo 0), cujo subnível de maior energia é do tipo s ou p;

• grupos B para os elementos de transição, de IB até VIIIB, cujo subnível de maior energia é do tipo d.

Alguns grupos são conhecidos por nomes especiais, tais como:

• grupo 1: metais alcalinos;

• grupo 2: metais alcalinos terrosos;

• grupo 16: calcogênios;

• grupo 17: halogênios;

• grupo 18: gases nobres.

Os demais grupos são comumente reconhecidos pelo primeiro elemento da coluna, como por exemplo, o grupo 14, chamado também de grupo do carbono.

• Períodos: são as filas horizontais da tabela periódica (linhas), enumeradas de 1 a 7, a partir da linha do hidrogênio. Note que os elementos das duas linhas dispostas abaixo da tabela principal, os lantanídeos (ou terras-raras) e os actinídeos, pertencem aos sexto e sétimo períodos, respectivamente. Estes elementos são conhecidos como elementos de transição interna (subnível mais energético do tipo f) e são assim dispostos por questão de praticidade e clareza. O período em que um elemento está localizado indica o número de níveis de energia (n) do elemento possui.

O hidrogênio, devido a suas propriedades particulares, distintas dos demais elementos, é disposto isoladamente, não pertencendo a nenhum grupo, mas faz parte do primeiro período juntamente com o hélio.

3.3 A periodicidade nas configurações eletrônicas

A organização da tabela periódica está intimamente relacionada com a configuração eletrônica dos átomos. Cada período começa com um elemento que tem um elétron de valência do tipo s. No primeiro período existem apenas dois elementos, pois o orbital 1s comporta até 2 elétrons. O segundo período tem início com o lítio, pois seu terceiro elétron é do tipo 2s. Como há um orbital 2s e 3 orbitais 2p, cada um capaz de acomodar dois elétrons, é possível colocar 8 elementos neste período. O mesmo ocorre para o terceiro período com os orbitais 3s e 3p.

Como foi visto no capítulo anterior, o orbital 4s tem menor energia que os orbitais 3d (fig. 2.31 e 2.32) e por este motivo, o quarto período inicia com o potássio (4s1) e após o preenchimento do orbital 4s no cálcio, os orbitais vazios de menor energia são os cinco orbitais 3d. Como os orbitais 3d podem acomodar 10 elétrons, este período terá mais 10 elementos (metais de transição). Em seguida, o quarto período pode ser completado com o preenchimento dos 3 orbitais 4p (mais 6 elementos).

No quinto período, os orbitais 5s, 4d e 5p são preenchidos em sequência. No sexto período, após o preenchimento do orbital 6s e a entrada de um elétron nos orbitais 5d, os 7 orbitais 4f são os próximos, em ordem de energia crescente, possibilitando o encaixe de 14 elementos (lantanídeos) antes do preenchimento do próximo orbital 5d. Os orbitais 5d preenchidos são sucedidos pelos 6 elementos requeridos pelos 3 orbitais 6p.

O sétimo período começa com o preenchimento do orbital 7s; em seguida, um elétron é adicionado a um dos orbitais 6d. Os próximos elétrons vão para os orbitais 5f, cujos 14 elementos formam a série dos actinídeos, grupo de elementos com propriedades e estruturas eletrônicas semelhantes aos dos lantanídeos.

Os átomos de um mesmo grupo (coluna) da tabela periódica apresentam os elétrons de valência com a mesma configuração e por isso são quimicamente semelhantes. Por outro lado, sempre que existir uma semelhança entre as propriedades químicas dos elementos de um mesmo período, tais como entre os lantanídeos ou entre os metais de transição, os elementos quimicamente semelhantes diferem somente no número de elétrons encontrados num tipo particular de orbital, por exemplo, 4f ou 3d.

Figura 3.2 - Tabela periódica com a separação em blocos s, p, d e f.

69 Tabela 3.1 - Configuração eletrônica dos elementos.

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