A Tabela Periódica

Existe lógica na organização da Tabela Periódica?

No século XIX, os pesquisadores perceberam que havia relação entre as propriedades de determinadas substâncias e a massa atômica dos átomos que as constituíam: elementos com massas atômicas próximas tinham propriedades semelhantes. Entre 1869 e 1871, o químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleiev sistematizou as informações existentes e descobriu a chamada Lei Periódica: as propriedades físicas e químicas dos elementos são uma função periódica de sua massa atômica.

1. A Tabela periódica de Mendeleiev

A tabela organizada pelo químico Mendeleiev é parecida com a atual. Ele classificou os 64 elementos químicos conhecidos na época, organizando-os pela ordem crescente de sua massa atômica. Percebeu que as propriedades de determinados elementos repetiam-se periodicamente e usou esse critério para reuni-los em grupos, ou famílias – os elementos situados numa mesma coluna têm propriedades semelhantes. Ao fazer essa ordenação, alguns espaços entre elementos químicos conhecidos ficaram vazios. Mendeleiev previu que seriam preenchidos por elementos ainda desconhecidos – o que foi confirmado mais tarde pela descoberta de novos elementos. Para poder calcular quantos elementos novos poderiam surgir além dos já conhecidos, o físico Henry G.J. Moseley ordenou, entre 1912 e 1913, os elementos por seu número atômico, que, por ser um número inteiro, permitia "contar" quantos átomos faltavam descobrir – esse é o critério usado até hoje nas tabelas periódicas.

2. Configuração eletrônica do átomo

É a forma como seus elétrons se distribuem ao redor do núcleo; distribuição que se reflete em diferenças de energia. A energia de um elétron é definida pelos chamados números quânticos, que têm origem na Química Quântica de Schöedinger. O número quântico n, ou número quântico principal, define a maior parte da energia de um elétron, relativa à sua proximidade do núcleo. O conjunto de elétrons que se encontram à mesma distância do núcleo é chamado de nível (n); a cada conjunto, ou nível, são atribuídos valores inteiros. O número quântico I, ou secundário, indica as pequenas diferenças de energia entre elétrons de mesmo nível e pode ter valores inteiros (de 0, 1, 2 até n - 1). As pequenas diferenças de energia são atribuídas às formas que um orbital assume. Os elétrons com o mesmo n e I formam um subnível. Há mais dois números quânticos: o magnético, m, que pode assumir os valores inteiros negativos ou positivos (-l ou + l) e indica a orientação do orbital no espaço, e o spin (s), com valor +1/2 ou -1/2, que se refere ao sentido de rotação do elétron em torno de si mesmo. A configuração eletrônica revela os elétrons de maior energia de um átomo, que, junto com os elétrons do último nível, são os responsáveis por suas propriedades. 

2a. Notação

A configuração eletrônica é expressa por uma combinação de números e letras que indica os níveis, subníveis e o número de elétrons existentes em cada subnível. Para identificar o nível, usa-se um número correspondente ao número quântico principal n. O subnível é expresso por letras: s, p, d ou f, que correspondem, respectivamente, aos valores 0, 1, 2 e 3 do número quântico secundário I. A letra que expressa cada subnível recebe um expoente numérico que indica quantos elétrons existem no subnível. A notação da configuração eletrônica no estado fundamental do cloro, por exemplo, que tem 17 elétrons é: {Cl} = 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁵. As chaves { } simbolizam a configuração eletrônica.

Estado fundamental de um átomo é aquele em que todos os elétrons apresentam a mínima energia possível.

2b. Ordem de energias

A energia do primeiro nível, que reúne os elétrons mais próximos ao núcleo, é inferior à energia de todos os subníveis do segundo nível. Por sua vez, a energia do segundo nível é inferior à de todos os subníveis do terceiro nível. A diferença entre a energia média de dois níveis sucessivos vai decrescendo à medida que cresce sua distância do núcleo, e, simultaneamente, vai crescendo a quantidade de subníveis. A partir do terceiro nível, há um solapamento de energias, ou seja, o subnível de menor energia do quarto nível (4s) tem uma energia inferior ao subnível de maior energia do terceiro nível (3d). Esse fenômeno repete-se em níveis superiores: no sexto nível, o subnível 6s tem energia inferior ao 4f do quarto nível.    
 

Representação dos orbitais 1s, para n = 1 e 2s 2p, para n = 2. Em cada um deles cabem, no máximo, dois elétrons. Como há três orbitais do tipo p, dizemos que o nível p acomoda seis elétrons, dois em cada orbital

2c. Diagramas de energia

Existem gráficos que indicam a ordem dos orbitais segundo sua energia. Nesse diagrama, a menor energia corresponde ao subnível 1s. Partindo desse subnível e seguindo a linha contínua no sentido da flecha temos todos os subníveis em ordem crescente de energia.

3. A Tabela Periódica atual

Organiza-se em 18 colunas, sete filas e duas outras separadas do corpo da tabela. Cada coluna recebe o nome de grupo e contém elementos com propriedades químicas semelhantes. Os grupos são numerados em algarismos romanos na seguinte ordem: IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (que têm três colunas), IB, IIB, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA, ou 0. Nos grupos A estão os chamados elementos representativos, como o sódio ou o flúor, que possuem seus elétrons de máxima energia (os últimos que se escrevem ao se fazer sua configuração eletrônica) em subníveis s ou p. Nos grupos B estão os chamados elementos de transição, cujos elétrons de máxima energia estão situados em subníveis de tipo d, que não se encontram no nível mais externo.

3a. Os períodos

As linhas horizontais são chamadas períodos. Eram numerados de um a sete, mas, atualmente, de 1 a 16, por determinação da International Union for Pure and Applied Chemestry (IUPAC – Associação Internacional de Química Pura e Aplicada). Os elétrons que estão num mesmo período têm em comum o número quântico principal, que define a energia de seu elétron mais externo e que coincide com o número do período. Assim, nas configurações dos elementos do segundo período, o número quântico principal maior será o dois e no sétimo período será o sete. Nem todos os períodos possuem o mesmo número de elementos. Existe um período com dois elementos, dois com oito e três com 18 – o último está incompleto. As duas linhas separadas, abaixo, cada uma com 14 elementos, reúnem os lantanídeos e os actinídeos. Esses elementos, chamados de transição interna ou terras raras, têm propriedades semelhantes às do lantânio e do actínio e seu elétron de maior energia pertence a um subnível f. 

A tabela periódica já passou por algumas modificações em sua estrutura e na numeração de suas colunas linhas. Ainda hoje é possível encontrar tabelas com numerações distintas em suas colunas. A tendência, porém, é de unificação.

* Notação adotada pela IUPAC.

4. Raio atômico

É a metade da distância que separa dois átomos iguais unidos entre si. Num período, o raio atômico diminui à medida que aumenta a carga do núcleo (número atômico), exceto nos gases nobres em que o raio aumenta muito. No quarto período, por exemplo, o maior raio corresponde ao potássio (K), com 2,03 Å (Angstrons) e diminui até chegar ao bromo (Br), com 1,14 Å, pois o aumento da carga nuclear em um mesmo período aumenta a atração entre prótons e elétrons, diminuindo o raio atômico.

4a. Relação entre a configuração e a tabela periódica

A configuração eletrônica externa ou de valência de um elemento corresponde aos elétrons presentes nos subníveis superiores de energia, ocupados pelo gás nobre com número atômico inferior mais próximo. Por exemplo, o gás nobre anterior ao selênio é o argônio, cuja configuração é 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6. Os elementos de um grupo têm a mesma configuração externa e se diferenciam pelo coeficiente, que indica o número quântico principal.   

No gráfico em forma de dentes de serra, cada trecho ascendente corresponde às energias de ionização de um período  

5. Potencial de ionização

Chama-se potencial de ionização a energia necessária para que um mol de átomos em estado gasoso sofra ionização:

M_(g) + PI ® M⁺_(g) + e^–,

em que M é o símbolo do elemento e M⁺ simboliza o cátion, formado quando o átomo de um elemento perde elétron. Num grupo, o potencial de ionização diminui com o número atômico, ao passo que num período ele aumenta acompanhando o aumento do número atômico. Assim, o maior potencial de ionização corresponde ao flúor (F) e o menor ao césio (Cs), sem considerar os gases nobres e os elementos radioativos, difíceis de encontrar na natureza.

6. Eletroafinidade

Conhece-se como eletroafinidade, ou afinidade eletrônica, a energia que um mol de átomos no estado gasoso libera ao captar um mol de elétron. A captação de um elétron pode ser expressa assim:

X_(g) + e^–  ® X^– _(g) + EA, 

em que X é o símbolo de um elemento e X–  o ânion resultante do acréscimo de um elétron ao átomo neutro.

7. Eletronegatividade

Eletronegatividade é a força com que um átomo atrai um par de elétrons ao formar uma ligação. Entre as muitas tabelas de eletronegatividade existentes, a mais utilizada é a estabelecida, em 1932, pelo químico norte-americano Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química de 1954 e Nobel da Paz de 1962. Os cálculos são sofisticados e vão de um valor de 0,7 para o frâncio até 4 para o flúor – o do hidrogênio é 2,1. A eletronegatividade é útil para prever a polaridade de uma molécula ou o caráter iônico de uma ligação. Num grupo, a eletronegatividade diminui suavemente com a massa atômica, enquanto num período ela aumenta acentuadamente. Os elementos com baixa eletronegatividade são conhecidos como metais.

8. Massa atômica

Em unidades físicas, a massa de um átomo é um número praticamente desprezível e de difícil manejo. Por exemplo:

A massa de um átomo de hidrogênio é: 1,67 • 10^-27 kg

8a. Massa atômica relativa

Dalton tomou como unidade de massa atômica a massa de um átomo de hidrogênio, calculando as demais em comparação a ela. Essa unidade recebe o nome de unidade de massa atômica (u), e as massas assim calculadas, de massas atômicas relativas. 

Hoje em dia, a massa atômica relativa é calculada tomando-se como unidade um doze avos da massa de um átomo do isótopo 12 do carbono.

8b. O nêutron

Para os pesquisadores, o número de prótons e elétrons deveria ser igual para explicar a neutralidade do átomo. Assim, possuindo o próton uma massa de uma u. (unidade de massa atômica), a massa atômica tenderia a coincidir com o número de prótons, mas este número era muito inferior. Ernest Rutherford sugeriu então a existência de nêutrons, partículas com massa um e sem carga. Essa partícula foi descoberta anos mais tarde, em 1932, pelo físico inglês James Chadwick.

9. Funções de onda e números quânticos

O modelo atual da tabela periódica, atribuído ao físico Erwin Schrödinger, apóia-se nos seguintes princípios: teoria sobre a dualidade onda-partícula, de Louis De Broglie (1923); princípio da incerteza, enunciado por Werner Heisemberg (1927). A mecânica quântica, desenvolvida por Schrödinger e Heisemberg, deu origem ao estudo das funções de onda e dos números quânticos, pois o átomo de Schrödinger é um modelo matemático. A partir do modelo das funções de onda surgem os orbitais, regiões no espaço com probalidade de se encontrar os elétrons.