Tabela Periódica: Histórico e Organização

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TABELA PERIÓDICA
Breve Histórico
No início do século XIX, alguns cientistas descobriram que certos elementos tinham propriedades semelhantes. Com base nisso, construíram tabelas agrupando esses elementos em ordem crescente de massa atômica.
A classificação que deu origem à atual organização dos elementos foi feita por um professor de química, o russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907).
Em 1869, Mendeleev estava escrevendo um livro de química e anotava as propriedades de cada elemento em um cartão separado. Em certo momento ele observou que, se os cartões fossem arrumados na ordem da massa atômica dos elementos, certas propriedades repetiam-se periodicamente.
Um grupo de elementos – lítio, sódio, potássio e rubídio, por exemplo – formava composto com o cloro na proporção de 1 átomo do elemento para 1 de cloro. Já outro grupo – berílio, magnésio, cálcio e estrôncio – também formavam compostos químicos com o cloro, mas a proporção de átomos no composto era de um 1 átomo do elemento para 2 de cloro.
Nascia assim a primeira tabela periódica dos elementos. Em sua tabela, Mendeleev incluiu massas atômicas que não correspondiam a nenhum elemento conhecido. Estudando os elementos próximos e os que estão na mesma coluna que os supostos elementos desconhecidos, Mendeleev fez uma série de previsões sobre as propriedades desses elementos, esperando que no futuro, eles fossem descobertos e suas previsões se confirmassem.
Em 1871, Mendeleev previu, por exemplo, a existência de um elemento que teria massa atômica aproximada de 72, um ponto de fusão elevado, densidade de 5,5 g/cm3, cor cinza escuro e capacidade de se combinar com o oxigênio na proporção de 1 átomo para 2 de oxigênio.
Em 1886, foi descoberto o elemento germânio com as seguintes propriedades: massa atômica 72,61; ponto de fusão igual a 945 oC; densidade de 5,32 g/cm3; cor cinza claro e capacidade de se combinar com o oxigênio na proporção prevista por Mendeleev.
A tabela de Mendeleev não era perfeita: vários elementos não se encaixavam na coluna em que eram colocados. Em 1913, o cientista inglês Henry Monseley (1887 -1915) descobriu um método para determinar a carga elétrica no núcleo e, com isso seu número atômico. Ele percebeu também que muitas irregularidades da tabela de Mendeleev podiam ser corrigidas quando os elementos eram agrupados pelo número atômico e não pela massa atômica. Descobriu-se assim uma lei científica, a lei periódica dos elementos, segundo a qual muitas propriedades físicas e químicas variam de forma periódica (regular) com o número atômico.
Períodos e famílias
Períodos são as sete filas horizontais da Tabela Periódica; 1o, 2o, 3o, 4o, 5o, 6o, 7o. Nessas linhas os elementos estão agrupados em ordem crescente de número atômico. 
Os átomos de um mesmo período apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas. O período em que o elemento está indica, portanto, o número de camadas eletrônicas que ele possui. Assim, lítio, berílio, boro, carbono, nitrogênio, oxigênio, flúor e neônio, por exemplo, estão no segundo período e têm duas camadas eletrônicas. Reúnem elementos com configurações eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades diferentes.
Devemos notar que:
	1º período
	Muito curto
	Tem 2 elementos
	H e He
	2º período
3º período
	Curto
Curto
	Tem 8 elementos
Tem 8 elementos
	Do Li ao Ne
Do Na ao Ar
	4º período
5º período
	Longo
Longo
	Tem 18 elementos
Tem 18 elementos
	Do K ao KR
Do RB ao Xe
	6º período
7º período
	Superlongo
Incompleto
	Tem 32 elementos
Tem 26 elementos
	Do Cs ao Rn
Do Fr ao 112
Famílias ou grupos são as dezoito colunas verticais da Tabela Periódica. Reúnem elementos com configurações eletrônicas semelhantes, portanto, com propriedades semelhantes.
Devemos assinalar que algumas famílias têm nomes especiais, a saber:
	Número da coluna
	Elementos
	Nome da família
	1ª
	Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
	Metais alcalinos
	2ª
	Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
	Metais alcalinos-terrosos
	6A
	O, S, Se, Te, Po
	Calcogênios
	7A
	F, Cl, Br, I, At
	Halogênios
	8A (ou zero)
	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
	Gases Nobres
As colunas são numeradas de 1 a 18, mas ainda se usa também uma numeração mais antiga: com números seguidos das letras A e B. Essas letras representam dois grupos de famílias. A -representativos e B – transição.
As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são denominados elementos representativos. Em cada coluna A, a semelhança de propriedades químicas entre os elementos é máxima. Os elementos típicos ou representativos também podem ser definidos como aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é s (bloco s) ou p (bloco p).
	Bloco s
	Grupos IA e IIA
	Bloco p
	Grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e 0
Os elementos das colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B e 2B constituem os chamados elementos de transição. Note que em particular a coluna 3B e tripla. Ou seja, os elementos de transição são aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é d. 
Os elementos da série dos lantanídeos (começa com o lantânio, termina com o lutécio) e da série dos actinídeos (começa com o actínio e termina com o laurêncio), fazem parte da família 3B e são chamados de elementos de transição interna. São colocados na parte de baixo da tabela periódica para que ela não fique muito larga. Ou seja, os elementos de transição são aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é f.
Os elementos do sétimo período e com número atômico maior que 92 são produzidos artificialmente em laboratórios. São chamados de elementos transurânicos.
Outra separação importante, existente na classificação periódica, é a que divide os elementos em metais, não metais (ou ametais) e gases nobres.
Os metais são elementos sólidos (exceto o mercúrio). Em geral duros com brilho característico denominado brilho metálico, densos, de ponto de fusão e ebulição altos, bons condutores de calor e eletricidade, maleáveis (podem ser transformados em lâminas finas), dúcteis (podem ser transformados em fios finos) e que formam íons positivos (cátions). Os não metais tem propriedades diametralmente opostas. Os gases-nobres tem comportamento químico específicos.
Configuração eletrônica e tabela periódica
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de sete camadas eletrônicas, designadas pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P, Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P, Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º, 7º níveis de energia respectivamente.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:
	Nível de energia
	Camada 
	Número máximo de elétrons
	1º
	K
	2
	2º
	L
	8
	3º
	M
	18
	4º
	N
	32
	5º
	O
	32
	6º
	P
	18
	7º
	Q
	2
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d, f, em ordem crescente de energia.
O numero máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnível de energia também foi determinado experimentalmente:
	Subnível
	s
	p
	d
	f
	Número máximo de elétrons
	2
	6
	10
	14
O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1º nível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os dois elétrons. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s.
Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante.
Resumindo:Nível
	Camada
	No máximo de elétrons
	Subníveis conhecidos
	1º
	K
	2
	1s
	2º
	L
	8
	2s e 2p
	3º
	M
	18
	3s, 3p e 3d
	4º
	N
	32
	4s, 4p, 4d e 4f
	5º
	O
	32
	5s, 5p, 5d e 5f
	6º
	P
	18
	6s, 6p e 6d
	7º
	Q
	2
	7s
Linus Pauling (1901 -1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente dos subníveis é a ordem na seqüência das diagonais.
Subníveis em ordem crescente de energia: 
	1s
	2s
	2p
	3s
	3p
	4s
	3d
	4p
	5s
	4d
	5p
	6s
	4f
	5d
	6p
	7s
	5f
	6d
Para os elementos representativos, o número do grupo é o número de elétrons no último nível de energia do átomo (camada de valência).
	1A
	ns1
	2A
	ns2
	3A
	ns2 np1
	4A
	ns2 np2
	5A
	ns2 np3
	6A
	ns2 np4
	7A
	ns2 np5
	0
	ns2 np6
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Propriedades aperiódicas - Os valores somente crescem ou decrescem à medida que aumenta o número atômico. Exemplos: massa atômica (aumenta com o aumento do número atômico) e calor específico (diminui com o aumento do número atômico).
Propriedades periódicas - Os valores crescem e decrescem sucessivamente à medida que aumenta o número atômico. A maioria das propriedades dos elementos são periódicas.
a) Eletropositividade ou caráter metálico ( É a tendência que possui o átomo do elemento químico em ceder elétrons. Em um grupo o caráter metálico aumenta de cima para baixo (aumento do número atômico) e em um período aumenta da direita para a esquerda (diminuição do número atômico).
b) Eletronegatividade ou caráter ametálico ( É a tendência que possui o átomo do elemento químico em receber elétrons, outro conceito: Eletronegatividade é a força com que um átomo atrai um par de elétrons ao formar uma ligação Em um grupo o caráter ametálico aumenta de baixo para cima (diminuição do número atômico) e em um período aumenta da esquerda para a direita (aumento do número atômico).
c) Potencial de ionização ou energia de ionização ( energia necessária para retirar um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. Essa energia é, em geral, em elétron-volt (eV), que é a energia necessária para deslocar um elétron contra uma diferença de potencial de um volt. Em um grupo aumenta de baixo para cima (diminuição do número atômico) e em um período aumenta da esquerda para a direita (aumento do número atômico).
A(g) + eV ( A+(g) + e-
d) Eletroafinidade ou afinidade eletrônica ( energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso. Essa energia é também expressa, em geral, em elétron-volt (eV), e mede a “força” com que o átomo “segura” esse elétron adicional. Em um grupo aumenta de baixo para cima (diminuição do número atômico) e em um período aumenta da esquerda para a direita (aumento do número atômico).
A(g) + e- ( A-(g) + eV
e) Raio atômico: É a metade da distância que separa dois átomos iguais unidos entre si.
Em um grupo aumenta de cima para baixo (aumento do número atômico) e em um período aumenta da direita para a esquerda (diminuição do número atômico).
Na (Z=11) (1s2, 2s2, 2p6, 3s1) O (Z=8) (1s2, 2s2, 2p4)
Mg (Z=12) (1s2, 2s2, 2p6, 3s2) S(Z=16) (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4)
K (Z=19) (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1) F (Z=9) (1s2, 2s2, 2p5)
K+ (1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p6) F- (1s2, 2s2, 2p6)
Espécies isoeletrônicas: 11Na+, 10Ne, 12Mg+2, 9F-, 13Al+3, 8O-2
(13Al+3)< r(12Mg+2) < r(11Na+) < (10Ne) < (9F-) < (8O-2)
f) Densidade absoluta ou massa específica ( d = m/v
Os elementos mais densos situam-se
No centro e na parte inferior da tabela.
Ex: ósmio (d=22,5 g/cm3)
 Irídio (d= 22,4 g/cm3)
g) Volume atômico ( volume ocupado por um mol (6,02 x 1023 átomos) do elemento no estado sólido .
h) Pontos de fusão e de ebulição 
 Sólido Líquido Gasoso
 Fusão Ebulição
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