Ao mesmo tempo que se desenvolviam modelos atômicos, novos elementos químicos eram identificados, por exemplo, o polônio, descoberto em 1898 por Marie e Pierre Curie, pioneiros no estudo da radioatividade e nomeado em homenagem ao país de Marie, a Polônia, e o rádio, descoberto no mesmo ano pelo casal de químicos.
Naturalmente com muitas espécies químicas sendo notadas era necessária uma forma de organizá-las, então no início do século XIX Dobereiner começa a história da tabela periódica
Tríades de Dobereiner
Em 1829 propôs organizar os elementos em grupos de 3 tal que a massa do segundo seria a média das massas do primeiro e do terceiro.
Parafuso telúrico de Chancourtois (1826)
Para o francês Chancourtois, os elementos deveriam estar dispostos em ordem crescente de massa ao longo de um cilindro
A ideia seria que os elementos que estivessem em uma mesma linha vertical teriam propriedades semelhantes, mas isto não funcionou.
Lei das oitavas de Newlands
Aí em 1865, o químico britânico Newlands pensou “Eu posso fazer melhor. Xa comigo.", ele então colocou os elementos em colunas verticais em ordem crescente de massa
mas aí as coisas começam a ficar estranhas, isto porque os elementos deveriam respeitar notas musicais
Da onde ele tirou esta idéia eu não sei e eu também não entende como ele funciona, mas vamos em frente
Mendeleev
A forma de organização desenvolvida por Mendeleev foi revolucionária. Ele dispunha os elementos em linhas e colunas, tal que aqueles com propriedades semelhantes ficariam em uma mesma coluna em ordem crescente de massa
porém alguns elementos possuíam diferenças notáveis, ele então deixou alguns espaços em branco para serem preenchidos à medida que novas espécies químicas fossem descobertas
Moseley
A última versão da tabela surgiu em 1913, graças a Henry Moseley, que seguiu uma idéia semelhante a de Mendeleev, porém, ao invés de organizar os elementos em ordem crescente de massa, eles foram organizados em ordem crescente do número atômico
e será ela que nós estudaremos a seguir.
Tabela periódica atual
Atualmente ela possui 118 elementos dispostos em linhas e colunas.
As linhas, conhecidas como níveis ou períodos, informam a quantidade de camadas eletrônicas do átomo, por exemplo, o hidrogênio e o hélio estão na 1ª linha, portanto tem 1 camada
os elementos da 2ª linha têm 2 camadas
e assim por diante.
As colunas, conhecidas como grupos ou famílias, agrupam os elementos que possuem a mesma configuração eletrônica e consequentemente têm propriedades químicas e físicas semelhantes e a mesma quantidade de elétrons na camada mais externa (camada de valência).
São 18 famílias, sendo que cada uma tem um nome próprio
os elementos das famílias 1A a 8A são chamados de elementos representativos. Os elementos das famílias 3B a 12B são chamados de elementos de transição, que podem ser de transição interna ou externa como veremos a seguir.
Grupos da tabela periódica
As famílias dos elementos representativos, além de 1A, 2A, 3A … ganham um nome específico
Metais alcalinos (Família 1A ou grupo 1)
Apresentam 1 elétron na camada de valência e suas distribuições eletrônicas sempre terminam em ns1 (n ≠ 1).
Reagem violentamente com oxigênio e água, são sólidos em condições ambientes e tem cor prata.
Formam cátions monovalentes (+1).
Observação: o hidrogênio não pertence ao grupo 1, mesmo que na tabela apareça na 1ª coluna, ele é um caso especial porque não tem família.
Metais alcalinos terrosos (Família 2A ou grupo 2)
Apresentam 2 elétrons na camada de valência e suas distribuições eletrônicas sempre terminam em ns2 (n ≠ 1).
Reagem com o oxigênio e água quente, são sólidos com baixa dureza em condições ambientes e tem cor prata.
Formam cátions bivalentes (+2).
Família do Boro (Família 3A ou grupo 3)
Apresentam 3 elétrons na camada de valência e possuem configurações eletrônicas ns2 np1.
Reagem com o oxigênio de forma amena mas não reagem com água, são sólidos em condições ambientes e tendem a formar cátions trivalentes (+3).
Observação: nem sempre as distribuições eletrônicas terminam com ns2 np1, por exemplo, o gálio que tem número atômico 31
31Ga = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p1
A configuração mencionada acima se refere à camada mais externa, não à distribuição eletrônica como estamos acostumados, mesmo assim, note que se ordenarmos os termos em ordem crescente de níveis e subníveis obtemos o padrão
31Ga = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p1
Família do Carbono (Família 4A ou grupo 4)
Apresentam 4 elétrons na camada de valência e possuem configurações eletrônicas ns2 np2.
São sólidos em condições ambientes e tendem a formar cátions bi (+2) ou tetravalentes (+4).
A observação feita acima também vale para esta família e para as subsequentes.
Família do Nitrogênio (Família 5A ou grupo 5)
Apresentam 5 elétrons na camada de valência e possuem configurações eletrônicas ns2 np3.
São sólidos em condições ambientes, excetuando-se o nitrogênio gasoso e o nitrogênio, fósforo e arsênio tendem a formar ânions trivalentes (-3).
Família dos Calcogênios (Família 6A ou grupo 6)
Apresentam 6 elétrons na camada de valência e possuem configurações eletrônicas ns2 np4.
São sólidos em condições ambientes, excetuando-se o oxigênio gasoso e tendem a formar ânions bivalentes (-2).
Família dos Halogênios (Família 7A ou grupo 7)
Apresentam 7 elétrons na camada de valência e possuem configurações eletrônicas ns2 np5.
Em condições ambientes o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido, já o astato é proveniente da desintegração radioativa do urânio e tório e é bem raro.
Tendem a formar ânions monovalentes (-1).
Família dos Gases Nobre (Família 8A ou grupo 8)
Apresentam 8 elétrons na camada de valência e possuem configurações eletrônicas ns2 np6. O hélio é a única exceção, ele possui apenas 2 elétrons, 1 camada e configuração 1s2.
Em condições ambientes são gases extremamente estáveis, ou seja, dificilmente reagem com outros elementos e são encontrados em forma de átomos isolados.
Elementos de transição externa
Suas distribuições eletrônicas, seguindo o diagrama de Pauling, terminam em um subnível d incompleto, exemplos, escândio
Bem, nós vimos as famílias da tabela, as classificações dos elementos e outras coisas mais, porém isso não é tudo, nós podemos deduzir algumas informações interessantes e notáveis sobre as espécies químicas, prepare-se, (pequena pausa) são as
Propriedades periódicas dos elementos
Raio atômico
Distância do núcleo até a última camada da eletrosfera
Ao descermos na tabela o número de camadas aumenta, portanto o raio cresce de cima para baixo
por exemplo, o lítio tem 2 camadas e o sódio 3
logo o sódio terá um raio maior.
Agora considere o lítio e o berílio, ambos na 2ª camada
O lítio tem 3 prótons, enquanto que o berílio tem 4, sabendo que cargas de sinais diferentes se atraem a força de atração que o núcleo do berílio exerce sobre seus elétrons é maior que a atração exercida pelo núcleo do lítio
logo podemos concluir que em um nível, o raio aumenta da direita para esquerda, ou seja, quanto menor o número atômico maior é o raio.
Enfim, ele cresce da direita para esquerda e de cima para baixo
Eletropositividade ou caráter metálico
Tendência de um átomo perder elétrons.
Considere 2 átomos, por exemplo, o lítio e o berílio novamente. Como o lítio tem um raio maior, menor é a atração que ele exerce sobre seus elétrons, assim é mais fácil perdê-los.
Conclusão, a eletropositividade cresce no mesmo sentido do raio atômico
Eletronegatividade
Tendência de um átomo ganhar elétrons.
Este deve ser bem fácil. É o oposto da eletropositividade, então cresce da esquerda para direita e de baixo para cima
Ela cresce na seguinte ordem F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H
Ou seja, o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio, que por sua vez é mais eletronegativo que o nitrogênio e assim por diante.
Para ajudar na memorização lembre-se da frase: Fui ontem no clube briguei i sai correndo para o hospital
Mas agora você deve estar se perguntando: "Não deveria ser o hélio o mais eletronegativo?". Os gases nobres são extremamente estáveis, por isso apresentam baixa tendência para perder ou ganhar elétrons, assim o flúor se torna o mais eletronegativo.
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
Energia liberada quando um átomo gasoso no estado fundamental ganha um elétron.
Cresce no mesmo sentido da eletronegatividade
Energia ou potencial de ionização (EI)
Energia necessária para remover um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.
Logicamente quanto menor o raio maior a força de atração entre o núcleo e os elétrons e consequentemente maior a energia de ionização.
Cresce no mesmo sentido da eletronegatividade e eletroafinidade
À medida que nós vamos removendo elétrons a energia de ionização vai aumentando, ou seja, a energia para removermos o 2º elétron é maior que a energia para removermos o 1º, a energia para removermos o 3º é maior que a energia para removermos o 2º e assim por diante
1 EI < 2 EI < 3 EI …
isto porque o raio vai diminuindo.
Nós vimos o que precisavamos ver sobre a tabela periódica, agora só nos resta resolver algumas questões, que depois dessa explicação certamente serão muito fáceis, vamos lá.
