Estudo da Tabela Periódica

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Aula 2Tabela Periódica
Certamente você já conhece a tabela periódica. Hoje vamos estudá-la em detalhes.
Ao analisar a Tabela Periódica, você pode fazer algumas perguntas, tais como:
1. Por que em quase todos os livros de química existe uma Tabela Periódica?
2. Por que o nome da tabela é “Periódica”?
3. Por que ela é arrumada desse jeito?
4. O que é preciso ver nessa tabela?
Por volta de 1865, como resultado de trabalhos dos cientistas, já se conheciam as propriedades de aproximadamente 63 dos mais de 110 elementos químicos hoje conhecidos. À medida que os elementos foram sendo encontrados e suas propriedades estudadas, tornou-se necessário organizar esses dados de um modo útil, que ajudasse a identificar similaridade, diferenças e tendências entre eles. Um modo simples e prático de fazer isso é por meio de uma tabela. A Tabela Periódica é, portanto, um instrumento muito útil para organizar e relembrar fatos químicos! Nela, os mais de 110 elementos estão arrumados obedecendo a certa ordem, de modo a facilitar a comparação e o entendimento de suas propriedades.
Como encontrar e ver ordem entre os elementos?
Para encontrar e ver ordem entre os elementos devem-se ter algumas informações sobre eles. A Tabela 2.1 mostra algumas propriedades de 20 elementos. As propriedades escolhidas foram as seguintes:
Veja agora a tabela:
	ALGUMAS PROPRIEDADES DE 20 ELEMENTOS
	Elemento
	Nº Atômico
	Propriedades
	Hidrogênio (H)
	1
	Gás incolor; não metal; reativo
	Hélio (He)
	2
	Gás incolor; não metal; não reativo
	Lítio (Li)
	3
	Sólido; metal; muito reativo
	Berílio (Be)
	4
	Sólido; metal; menos reativo que Li
	Boro (B)
	5
	Sólido; não metal; não muito reativo
	Carbono (C)
	6
	Sólido; não metal; não reativo à temperatura ambiente
	Nitrogênio (N)
	7
	Gás incolor; não metal; não muito reativo
	Oxigênio (O)
	8
	Gás incolor; não metal; reativo
	Flúor (F)
	9
	Gás amarelo-esverdeado; não metal; muito reativo
	Neônio (Ne)
	10
	Gás incolor; não metal; não reativo
	Sódio (Na)
	11
	Sólido; metal; muito reativo
	Magnésio (Mg)
	12
	Sólido; metal; menos reativo que Na
	Alumínio (Al)
	13
	Sólido; metal; menos reativo que Mg
	Silício (Si)
	14
	Sólido; não metal; não muito reativo
	Fósforo (P)
	15
	Sólido; não metal; reativo
	Enxofre (S)
	16
	Sólido amarelo; não metal; moderadamente reativo
	Cloro (Cl)
	17
	Gás verde; não metal; muito reativo
	Argônio (Ar)
	18
	Gás incolor; não metal; não reativo
	Potássio (K)
	19
	Sólido; metal; muito reativo
	Cálcio (Ca)
	20
	Sólido; metal; menos reativo que K
(Tabela 2.1. Fonte: JOESTEN, M. D. e WOOD, J. L. “World of Chemistry”, 1996.)
Por meio de uma análise das informações citadas na Tabela 2.1, podem-se verificar algumas semelhanças e tendências nas propriedades desses elementos. Por exemplo, o caráter metálico varia do seguinte modo, em ordem crescente de número atômico: diminui do lítio até o neônio, aumenta no sódio, diminui do sódio até o argônio e volta a aumentar no potássio. Observa-se também que o lítio, sódio e potássio, com números atômicos variando de oito em oito (3, 3+8 = 11, 11+8 = 19), apresentam propriedades semelhantes, e que o mesmo acontece com berílio (4), magnésio (12) e cálcio (20).
A necessidade de organizar as informações referentes ao comportamento dos elementos e as similaridades e diferenças encontradas nas suas propriedades foi o ponto de partida para a elaboração da Tabela Periódica.
Saiba mais acessando esta tabela periódica interativa. Esta animação possibilita, através da escolha de um elemento específico, visualizar sua propriedades, tais como: número atômico, massa atômica, eletronegatividade e a distribuição dos elétrons.
Entenda um pouco sobre a história da Tabela Periódica
Em que se baseia a Tabela Periódica atual?
Com as informações fornecidas por Mendeleev em 1869 e por outros cientistas, com a descoberta das três partículas fundamentais (prótons, nêutrons e elétrons) dos átomos e também com dados sobre outros elementos que foram sendo descobertos, hoje se tem uma lei periódica muito útil: quando os elementos estão arrumados na ordem crescente de seus números atômicos, suas propriedades mostram tendências repetitivas. Você pode, agora, entender o porquê do nome Tabela Periódica: nessa tabela os elementos estão arrumados a partir da observação de que muitas de suas propriedades tendem a se repetir, com certa periodicidade, à medida que varia o número atômico. Então, para construir uma tabela de acordo com a lei periódica, basta enfileirar os elementos horizontalmente, em ordem crescente de seus números atômicos. Toda vez que encontrar um elemento com propriedades semelhantes a um que já foi arrumado, deve-se começar uma nova fileira. Desse modo, as colunas (linhas verticais) conterão elementos com propriedades semelhantes e, nas fileiras (linhas horizontais), as propriedades variam gradativamente.
Os elementos podem ser classificados como elementos representativos ou como elementos de transição. Os elementos classificados como representativos são os dos grupos: 1, 2, 12, 13, 14, 15, 17, 18. Os dos demais grupos são classificados como de transição.
O hélio é colocado no topo do Grupo 18. Ele e os outros elementos desse grupo são conhecidos como gases nobres. Uma característica comum entre os gases nobres é que eles apresentam dois (só no caso do hélio) ou oito elétrons na camada mais externa. Esses dois arranjos eletrônicos nessa camada são os mais estáveis. Entretanto, para o caso de dois elétrons, essa maior estabilidade só acontece quando a camada está completa, o que ocorre apenas no hélio. Outros elementos apresentam dois elétrons na camada mais externa como, por exemplo, aqueles do Grupo 2, mas esse camada não está completa e, portanto, esses elementos não são classificados como gases nobres.
Acesse mais informações sobre o elemento Hélio (He).
Propriedades Periódicas
São aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.
Algumas propriedades periódicas são raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade, propriedades físicas, etc.
Raio Atômico
Se imaginarmos os átomos como se fossem esferas, podemos caracterizar cada um pelo seu raio – o raio atômico. Raios atômicos são determinados por técnicas experimentais tais como difração de raios-X. Eles são expressos em angstrons (Å, 10-10 m), nanômetros (nm, 10-9 m) ou picometros (pm, 10-12 m). Os dados experimentais mostram que, em geral, os tamanhos dos átomos tendem a aumentar descendo um grupo e a diminuir, da esquerda para a direita, ao longo de um período. Mas por que o raio atômico varia desse modo? Para entender esse fato, basta considerar as configurações dos átomos segundo Bohr.
Pode-se começar analisando a tendência ao longo de um grupo: os átomos tornam-se maiores (seus raios aumentam) descendo um grupo. Foi visto que as configurações eletrônicas, segundo Bohr, do lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K), todos elementos do grupo 1, são as seguintes:
A tabela periódica atual tem muitas formas, mas todas construídas a partir da mesma lei periódica; o que muda basicamente é o critério de numeração das colunas. Em 1984, a União Internacional de Química Pura e Aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry – IUPAC) recomendou o formato apresentado aqui, na primeira página. Essa foi uma tentativa da IUPAC para uniformizar o modelo, pois, nas versões anteriores, aparecem dois tipos de símbolos para os grupos: por exemplo, o grupo 1 é representado por 1A e por IA, o grupo 3 por 3B e IIIB, ou seja, há uma numeração em algarismo arábico, e outra, em romano. Além disso, os europeus usam outra convenção que numera as colunas de 1A até 8A (essa inclui os grupos 8, 9, e 10) e então de 1B até 8B; assim, o grupo 17 é designado pelos europeus como 7B em vez de 7A. Mas, em todas as formas propostas há uma fileira de colunas, como em toda tabela. As fileiras são chamadas de períodos, e as colunas, de grupo. Qualquer que seja a forma, há sempre 7 períodos e 18 grupos, e os elementosde cada grupo ou período são os mesmos.
Li = K2L1
Na = K2L8M1
K = K2L8M8N1
Uma das consequências do modelo de Bohr em 1913 é que as camadas tornam-se maiores (mais distantes do núcleo) quando n aumenta. Portanto, potássio, com seu elétron de valência na camada N, n = 4, é maior que o sódio (camada M, n = 3), que é maior que lítio (camada L, n = 2). Descendo um grupo, os elétrons de valência vão estar em camadas maiores, cada vez mais distantes do núcleo, tornando assim o tamanho do átomo maior: isso explica a tendência de aumento do raio descendo um grupo.
E a tendência ao longo do período? De modo geral, os átomos tornam-se menores! Consideramos as configurações eletrônicas dos elementos lítio (Li), berílio (Be), boro (B) e carbono (C), todos do período 2.
Li = K2L1; Be = K2L2; B = K2L3; C = K2L4
A tabela periódica não é uma panaceia para o químico. Ela é um importante meio de interligar e correlacionar as propriedades dos elementos. Ela é uma referência de fácil acesso para consulta de símbolos, configurações eletrônicas, massas e números atômicos dos elementos. É também, uma rica fonte de informações: ao analisá-la, podem-se obter informações sobre semelhanças, diferenças e tendências nas propriedades dos elementos.
Para esses elementos e outros elementos desse período (N, O e F), todos os elétrons de valência estão no nível n = 2. Portanto, levando em conta apenas o nível, os tamanhos desses átomos deveriam ser mais ou menos os mesmos. Entretanto, deve-se observar que, ao longo de um período, da esquerda para a direita, adicionada torna o núcleo mais positivo, e o elétron na camada de valência e um próton ao núcleo. O próton adicionado torna o núcleo mais positivo, e o elétron adicionado torna a camada de valência mais negativa. Como o nível não varia, esse aumento das cargas resulta num aumento das forças atrativas entre núcleo e elétrons (cargas elétricas de sinais opostos) e, portanto, na diminuição do tamanho do átomo.
Energia de Ionização
É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
X (g) + Energia -> X+(g) + e-
No grupo (vertical) átomo apresenta uma maior tamanho, logo sua energia de ionização será menor, pois está distante do núcleo. Já no período (horizontal) o átomo é menor, pois apresenta grande quantidade de elétrons, se aproximando do núcleo, logo sua energia será maior.
Após o estudo desssa aula sobre a tabela periódica, assista ao episódio “Tabela Periódica”, do programa “Tudo se transforma”. Ao longo do episódio são apresentados diversos conceitos relacionados à Tabela Periódica.
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