Tabela Periódica: História e Propriedades

Como Identificar Elementos

Em 1830, John Jacob Berzelius, químico sueco (1779-1848), propôs um método para representar os elementos usando a primeira letra em latim ou, em qualquer caso, a letra inicial seguida de outra presente no nome em latim, se dois ou mais elementos tivessem a mesma inicial. Por exemplo, N para nitrogênio, Na para sódio (do latim natrium), Ni para níquel.

Primeiro Agrupamento de Elementos

Muitos estudos no início do século XIX estabeleceram que os elementos poderiam ser agrupados em famílias com propriedades químicas semelhantes, como sódio, potássio e os halogênios cloro, bromo e iodo. As duas propriedades mais pesquisadas pelos cientistas da época para caracterizar um novo elemento foram as seguintes:

• A massa atômica (uma propriedade física agora conhecida como massa atômica relativa ou Ar).
• A valência (uma propriedade química, numericamente a expressão da capacidade de combinação de átomos, agora conhecida como número de oxidação).

Proposta de Döbereiner

Em 1817, Johann Döbereiner (1780-1849) observou que o peso atômico do estrôncio era muito próximo à média aritmética das massas atômicas de cálcio e bário, e todos os três elementos, quimicamente semelhantes, foram agrupados em uma família. Em 1829, estabeleceu a mesma regularidade dos pesos atômicos de vários conjuntos de três elementos que chamou de "tríades", em que o peso atômico do elemento central da tríade era quase igual à média dos outros dois. Exemplo: Cloro (35,47) - Bromo (79,916) - Iodo (126,91) --- Média: 81,18.

Oitavas de Newlands

Em 1864, John R. Newlands (1837-1898) ordenou os elementos então conhecidos em ordem crescente de pesos atômicos e observou que as propriedades dos elementos se repetiam em períodos de sete, de modo semelhante às notas musicais em uma oitava de um teclado de piano: as propriedades do oitavo elemento de uma série eram semelhantes às do primeiro, de modo que esses períodos de sete elementos foram chamados de oitavas de Newlands.

Trabalhos de Meyer e Mendeleev

Entre 1868 e 1870, a obra de Lothar Meyer (1830-1895) na Alemanha e Dmitri Mendeleev (1834-1907) na Rússia levou à descoberta da lei da periodicidade dos elementos químicos (lei periódica). Meyer ordenou os elementos então conhecidos em ordem crescente de pesos atômicos e relacionou essa escala a outra: o volume atômico. Representando o volume atômico dos elementos de acordo com os pesos atômicos, Meyer descobriu que o gráfico formava uma série de picos, correspondentes aos grupos de elementos com propriedades semelhantes: lítio, sódio, potássio, rubídio e césio. Também determinou que cada pico, com seus altos e baixos, era um período de elementos da tabela.

Tabela Periódica de Mendeleev

Em 1869, Mendeleev publicou a primeira edição da tabela periódica, ordenando os 63 elementos então conhecidos. Uma vez ordenados por peso atômico, Mendeleev estudou suas propriedades químicas, especialmente em termos de valências. Observou que os primeiros elementos da lista mostravam uma mudança progressiva em sua valência, com valores crescentes e decrescentes. Estabeleceu períodos: o primeiro simples para o hidrogênio, os dois seguintes com sete elementos cada e os outros com mais de sete elementos. Para coincidir propriedades, Mendeleev não hesitou em transferir alguns elementos. Além disso, deixou espaços vazios para formar grupos de elementos com as mesmas propriedades e previu, com precisão fantástica, as propriedades dos elementos que ocupariam essas vagas, uma vez descobertos. A partir do trabalho de Mendeleev, foi estabelecida a lei periódica dos elementos.

Configuração Eletrônica

Os átomos de elementos pertencentes a um grupo têm a mesma configuração eletrônica externa (CEE). Em contrapartida, quando se analisa a configuração eletrônica dos átomos dos elementos localizados no mesmo período, mostra-se que eles têm o mesmo número de níveis de energia. De acordo com essa estrutura em grupos e períodos, o quadro é dividido em quatro blocos principais: s, p, d e f, conforme o último orbital ocupado da CEE.

• Os blocos s e p correspondem aos elementos representativos, incluindo metais e não metais. Alguns são metaloides, como o silício ou o arsênico.
• Os elementos do bloco d são chamados de elementos de transição e são todos metais.
• O bloco f é composto por elementos de transição interna, que também são metais, a maioria obtida por síntese artificial.

Carga Nuclear Efetiva

Os elétrons que estão mais próximos do núcleo (elétrons internos) têm um efeito de blindagem da carga positiva do núcleo (Z) e, por essa razão, os elétrons das regiões mais externas são atraídos para o núcleo com uma força menor. A carga líquida que afeta um elétron é chamada de carga nuclear efetiva (Z_ef).

Raio Atômico

De acordo com o modelo da mecânica quântica, a distribuição da densidade de elétrons em um átomo não tem um limite claramente definido. No entanto, se o átomo for considerado uma esfera, pode-se determinar experimentalmente a distância entre o elétron mais externo e o núcleo. Essa distância é chamada de raio atômico.

Raios Iônicos

Quando átomos neutros perdem ou ganham elétrons, eles se tornam íons. São cátions se perderem elétrons e ficarem com carga líquida positiva, ou ânions se ganharem elétrons e ficarem carregados negativamente. O tamanho de um cátion é menor que o do átomo neutro correspondente. No entanto, o tamanho de um ânion é maior que o do átomo neutro de origem.

Energia de Ionização

É a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro, gasoso e em seu estado fundamental. O átomo se torna um íon positivo (ou seja, com carga positiva).

Afinidade Eletrônica

É a energia trocada quando um átomo neutro, gasoso e em seu estado fundamental, captura um elétron e se torna um íon negativo, ou seja, com uma única carga negativa.

Eletronegatividade

É a capacidade relativa de um átomo de atrair elétrons para si em uma ligação química com outro átomo.