Tão importante como um tubo de ensaio, a tabela periódica é um importante instrumento de auxílio para o químico. Recomenda-se que não se saia de casa sem ela… Ela é necessária, pois decorar as informações de todos os elementos seria impossível. Mas, como foi que surgiu esta poderosa ferramenta de consulta?

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A CRIAÇÃO

O ponto de partida para a criação 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 somente em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo (P). Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos foram sendo adquiridos pelos químicos; e, com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de como 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, o que não representava grande coisa em vias de fato. A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX; mas, muitas das massas atômicas adotadas por Dalton estavam longe dos valores atuais devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos mais tarde por cientistas que, então, possuíam melhores e mais precisos métodos para análises e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas centralizaram o estudo sistemático da química.

Mas, antes de se pensar em organizar os elementos, era necessário representá-los através de “símbolos”. Os da antiga alquimia eram muito confusos: sóis, luas e símbolos astrológicos. Foi aí que um cientista de nome Jöns Jacob Berzelius que, em 1814, criou o sistema que utilizamos até hoje. Este sistema ordena que escrevamos a inicial maiúscula do nome do elemento traduzido pro latim e, caso haja dois elementos com a mesma inicial, devemos adicionar uma segunda letra pertencente ao nome em minúsculo. É por causa disso que a maioria dos símbolos dos elementos são quase que em nosso idioma (um idioma latino), mas que gera certas diferenças, como no caso do sódio (Na) que em latim se escreve Natrium, ou como antimônio (Sb) que se escreve Stibium; entre outros.

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; por exemplo, os elementos cloro (Cl), bromo (Br) e iôdo (I), que possuem propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas. Em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos de três em três, formando as “tríades”; as quais 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.

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 por 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, mas o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre, foram esquecidos. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical, e 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 completamente desconhecida naquela época. A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, por Dimitri Ivanovich Mendeleev. Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, Mendeleev organizou os elementos na forma da tabela periódica atual e criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e todas as suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, fez um verdadeiro quebra-cabeça organizando e agrupando os 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 como um todo e não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal; isso possibilitou a Mendeleyev prever as propriedades de elementos que nem tinham sido descobertos ainda. Para que não houvesse intromissão sua nos trabalhos alheios, os supostos elementos que deveriam existir com determinadas propriedades não recebiam de Mendeleyev nenhum nome; ao invés disso, ele dava os prefixos sânscritos – eka (um), dwi (dois), tri (três) e assim por diante – aos nomes dos elementos análogos inferiores.

Para se ter um idéia das previsões de Mendeleyev, a tabela abaixo relaciona algumas das propriedades previstas para o Eka-silício (Es), prognosticado em 1871, e as propriedades observadas no Germânio (Ge), descoberto em 1836:

Eka-silício (Es)

Germânio

Peso atômico: 73 Peso específico 5,5 Volume atômico: 13 O elemento terá cor cinzento-suja e, por calcinação, dará um óxido de composição EsO2 de coloração branca. O elemento decomporá com dificuldade o vapor d’água. Os ácidos terão uma fraca atuação sobre ele, e as bases não terão ação pronunciada. A ação do sódio (Na) sobre o EsO2 ou sobre o EsK2F6 produzirão o elemento. O fluoreto, EsF4, não deverá ser gasoso.

Peso atômico: 72,6 Peso específico: 5,47 Volume atômico:13,2 O elemento é branco acin-zentado e, por calcinação fornece o óxido branco GeO2. O elemento não decompõe o vapor d’água. O elemento não é atacado pelo ácido clorídrico, mas o é pela água-régia (mistura entre os ácidos clorídrico e nítrico). As soluções de hidróxido de potássio (KOH) não o afetam, porém, o elemento é oxidado pelo KOH fundido. Obtêm-se o germânio através da redução de seu óxido com carbono, ou do GeK2F6 com sódio metálico. O GeF4 . 3H2O é um sólido branco.

E esta é apenas uma amostra. Mendeleyev predisse muitas outras propriedades que chegaram a ser quase idênticas, não só do germânio, mas de outros elementos que também eram desconhecidos na época. Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel por este laborioso trabalho.

Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo e criou, então, o conceito de “número atômico”, que vem a ser o número de prótons de um determinado átomo. Considerando que não existe dois elementos com o mesmo número atômico, Moseley rearranjou a tabela de acordo com o número atômico; quando os átomos foram ordenados em ordem crescente de número atômico, os problemas que ainda existiam na tabela de Mendeleyev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos, e a atual tabela se difere bastante da de Mendeleyev; com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica e rearranjando os existentes, mas sempre em função dos conceitos originais.

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 todos os elementos transurânicos (elementos de 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 e, em sua homenagem, o elemento 106 tabela periódica recebeu o nome de seabórgio.

PARTICULARIDADES

A tabela periódica mostra a semelhança entre dois ou mais elementos. Se observarmos as propriedades dos elementos, notamos a semelhança entre algumas. Essas semelhanças se repetem em intervalos, sempre relacionados ao número atômico. Isso acarreta na chamada “Lei periódica” enunciada por Moseley, que diz: “As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos”. Observe o seguinte: Cada uma das linhas horizontais sempre começa com um metal alcalino e terminam sempre e termina com um gás-nobre, com excessão da primeira linha. Um outro exemplo é que cada elemento da primeira coluna possui apenas um elétron em seu último nível.

Bom, mas o que tudo isso que foi dito prova? Prova que se examinarmos com cuidado, veremos que as propriedades físicas e químicas dos elementos tendem a uma certa periodicidade, ou seja, elas seguem um padrão,como por exemplo, o elétron do último nível de cada elemento. O gráfico abaixo mostra a relação entre a quantidade destes elétrons em função do número atômico; podemos ver que os picos vão se repetindo a cada grupo de oito.

Mas, podemos obter gráficos semelhantes se construirmos com base nos volumes atômicos, densidade etc., sempre em função do número atômico. Estas são as famosas “Propriedades periódicas”

Agora, vamos ver como é composta a tabela periódica. A tabela periódica é formada por linhas e colunas, como qualquer tabela normal; seu sistema de numeração usada atualmente é recomendada pela IUPAC – União Internacional de Química Pura e Aplicada. Cada uma das linhas recebe o nome de “Período”; os períodos são numerados de 1 a 7, e crescem de cima para baixo. Assim, o hidrogênio (H) está situado no primeiro período enquanto que o frâncio (Fr) está localizado no sétimo período. À exceção do primeiro, os períodos começam com um metal e terminam com um gás-nobre, como foi dito acima. Os períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32 elementos no mais longo. Cada coluna recebe o nome de “Grupo” ou “Família”, e seus elementos possuem estruturas similares da camada externa. A numeração dos grupos ou famílias é feita em algarismos arábicos de 1 a 18, crescendo da esquerda para a direita. Apesar disso, ainda é comum usar o sistema de numeração antigo, onde existiam as famílias A e as famílias B.

Alguns autores, consideram a posição do hidrogênio, como pertencendo ao grupo 1, por apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos, como ter um único elétron no nível de valência. Outros, colocaram-no como se pertencesse ao grupo 17, devido a formação do íon H^– (hidretos) e pelo fato de que o hidrogênio não é um metal. O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas, não estando situado em nenhum grupo. De qualquer forma, na maioria das tabelas, ele está localizado no grupo 1 mas em uma cor diferente dos demais elementos desta família.

Os elementos podem ser: Metais (possuem todas as propriedades metálicas, como brilho característico, tipo de ligação etc), Não-Metais ou Ametais (elementos que não possuem nenhum semelhança com os metais e, em geral, são gasosos), Semi-Metais ou Metalóides (elementos que possuem propriedades de metais e de não-metais) e Gases Nobres (gases que, por possuírem o último nível de valência completo, não são suscetíveis a estabelecerem ligações químicas com outros elementos exceto em casos especiais). Clique na imagem ao lado para ampliar.

Na tabela periódica há sub-divisões, ou sub-grupos. Pode-se subdividir os elementos de acordo com as famílias ou grupos. Normalmente, cada família recebe um nome (de acordo com as propriedades gerais dos elementos que a compõe); quando não tem, o grupo em questão é referido de acordo com o primeiro elemento da coluna. Desse modo, temos:

1. Grupo 1 – Grupo dos Metais Alcalinos, já que todos eles (exceto o hidrogênio, como dito acima) reagem com a água formando o hidróxido correspondente. Todos os elementos deste grupo tendem a perder o único elétron de seu último nível, tornando-se, assim, um cátion de carga +1; assim, a configuração eletrônica de cada elemento terminará em ns¹ (onde o “n” representa o período em que o dito elemento se localiza). É composto por: Hidrogênio (H), Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr).
2. Grupo 2 – Grupo dos Metais Alcalino-Terrosos. O nome do grupo data da época da alquimia, onde os alquimistas medievais chamavam as substâncias que não se fundiam e não sofriam transformações com o calor, com os meios de aquecimento da época, de “terrosos”. Todos os elementos deste grupo tendem a perder o único elétron de seu último nível, tornando-se, assim, um cátion de carga +2; assim, a configuração eletrônica de cada elemento terminará em ns². É composto por Berílio: (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Rádio (Ra).
3. Grupos 3 a 12 – Grupos dos Metais de Transição. Possuem este nome, devido ao fato de terem o último nível completo, enquanto que o penúltimo fica incompleto. Deve-se tomar cuidado na hora de estabelecer a configuração eletrônica destes elementos, pois eles não obedecem à regra de Linus Pauling. Todos esses elementos possuem o subnível d, entre seus elétrons de valência, por isso também chamados de “elementos do bloco d”.
4. Grupo 13 – Também chamado “sub-grupo do boro”, já que este é o primeiro deles. O boro é o único metalóide existente neste grupo, todos os demais são metais. Seus elementos possuem a configuração da camada de valência, ns² np¹; com isso, podemos esperar um número de oxidação +3 para seus elementos. Este grupo é composto por: Boro (B), Alumínio (Al), Gálio (Ga), Índio (In) e Tálio (Tl).
5. Grupo 14 – Também chamado “sub-grupo do carbono”. O carbono é um dos principais elementos da tabela periódica. Devido ao fato dele poder estabelecer um infinito número de ligações, ele pode formar milhares (senão milhões) de compostos. Este elemento é tão importante que possui um ramo da química em que é estudado separado, chamado de “Química Orgânica”. Neste grupo, o carbono é o único ametal. o silício e o germânio são metalóides e os demais são metais. Os elementos deste grupo possuem a configuração ns² np², o que lhes confere a possibilidade de estabelecerem quatro ligações ao mesmo tempo. É composto por: Carbono (C), Silício (Si), Germânio (Ge), Estanho (Sn) e Chumbo (Pb).
6. Grupo 15 – Também chamado “sub-grupo do nitrogênio”. Neste grupo, o nitrogênio e o fósforo são os único ametais, o arsênio é um metalóide e os demais são metais. As configurações eletrônicas destes elementos terminam em ns² np³; esta configuração possibilita a estes elementos números de oxidação que vão de –3 a +5 . É composto por: Nitrogênio (N), Fósforo (P), Arsênio (As), Antimônio (Sb), e Bismuto (Bi).
7. Grupo 16 – Grupo dos Calcogênios. O nome calcogênio significa “gerador de cal”; isso porque tinha-se como norma de que, quando se queimava uma substância em presença de um calcogênio (que, geralmente era o oxigênio do ar) gerava-se cal. Na verdade, o que acontecia era uma oxidação da substância; se o fizermos em presença de enxofre, é muito provável que se forme o sulfeto correspondente. Todos elementos deste grupo são não-metais e o polônio é o único deles que é radioativo. Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns² np⁴ da sua camada de valência, e são todos não-metais; 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 prórpio grupo, ou com os elementos do grupo 17, os halogênios. Este grupo é formado por: Oxigênio (O), Enxofre (S), Selênio (Se), Telúrio (Te) e Polônio (Po).
8. Grupo 17 – Grupo dos Halogênios. O nome halogênios significa “gerador de sal”, posto que os constituintes deste grupo são encontrados em sais marinhos. Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns² np⁵ da sua camada de valência, o que lhes permite ter um número de oxidaçãzo +7. O fúor possui algumas propriedades anômalas, tais como: a sua força como agente oxidante e a baixa solubilidade da maioria dos fluoretos. O Astato é o único elemento deste grupo que é radioativo. Este grupo é composto pelos elementos: Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) e Astato (At).
9. Grupo 18 – Grupo dos Gases Nobres. Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns² np⁶ da sua camada mais externa. Como possuem a camada externa totalmente preenchida de elétrons, estes elementos são quimicamente inertes. Estes elementos são encontrados na natureza como gases monoatômicos, não reativos; entretanto, o primeiro composto do gás nobre (tetrafluoreto de xenônio – XeF₄), foi produzido a partir de uma mistura de xenônio com flúor, em temperatura elevada. O radônio (Rn) é um gás radioativo. É formado pelos elementos: Hélio (He), Neônio (Ne), Argônio (Ar), Criptônio (Kr), Xenônio (Xe) e Radônio (Rn).
10. Lantanídeos e Actinídeos – Este grupo de elementos estão localizados no grupo 3; os nomes desses dois grupos derivam dos primeiros elemento de cada um (lantânio e actínio). Devido às suas características, eles são dispostos à parte na tabela; estes elementos possuem o subnível “f” entre seus elétrons de valência. O elemento de número atômico 92 (urânio) é o elemento de maior número atômico encontrado na natureza; entretanto, com o auxílio de reações nucleares, podemos obter artificialmente elementos de números atômicos superiores a 92. Estes elementos são chamados “Elementos transurânicos”.

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A Tabela Periódica oficial (e atualizada em 22 de junho de 2007) da IUPAC, em versão pdf, pode ser baixada AQUI.