TABELA PERIÓDICA

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TABELA PERIÓDICA

A partir do século XIX, cientistas começaram a perceber que os elementos químicos poderiam ser agrupados em colunas, formadas pela reunião de elementos com propriedades semelhantes.
O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dos séculos, principalmente no XIX.

Observe a tabela:

ATÉ O FINAL DO SÉCULO:	Nº DE ELEMENTOS QUÍMICOS
XVI	14
XVII	33
XIX	83
XX	112

Alguns elementos que já eram conhecidos antes de 1650, como Ag, C, As, Au, Hg, Pb, Sn, Sb, Cu, S.
Depois de tantos químicos tentarem classificar os elementos químicos, Dimitri Ivanovitch Mendeleyev foi o que mais se destacou. Seu trabalho em classificar os elementos é usado até hoje. Ele criou uma tabela periódica dos elementos, que serviu de base para organizar a que temos hoje.

Mendeleyev observou que há uma periodicidade das propriedades quando os elementos químicos eram colocados em ordem crescente de suas massas atômicas.

Lei da periodicidade – muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.

Como utilizar a Tabela Periódica?

Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao elemento químico: símbolo, massa atômica, número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é radioativo.

As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento.

A tabela periódica apresenta sete períodos:
1º período – 2 elementos
2º período – 8 elementos
3º período – 8 elementos
4º período – 18 elementos
5º período – 18 elementos
6º período – 32 elementos
7º período – até agora 30 elementos

As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades químicas.

As famílias ou grupos vão de 1 a 18. Algumas famílias possuem nome, como por exemplo:
1 – alcalinos
2 – alcalinos terrosos
13 – família do boro
14 – família do carbono
15 – família do nitrogênio
16 – família dos calcogênios
17 – família dos halogênios
18 – gases nobres

Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos.

Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição.

Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” para dentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de transição externa. 

Os elementos químicos estão reunidos em três grandes grupos: metais, não-metais e gases nobres. O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias. Algumas tabelas mostram esta divisão.

Os metais são elementos químicos que possuem várias propriedades específicas, como brilho, condutividade térmica e elétrica, maleabilidade e ductibilidade. Todos os metais são sólidos à temperatura de 25ºC e pressão de 1atm, exceto o mercúrio (Hg) que é líquido nestas condições.

                    

 
Quase todos os metais têm brilho, pois são capazes de refletir muito bem a luz. Ouro, prata e alumínio são exemplos de metais com muito brilho.

Os metais são bons condutores elétricos. Como em geral apresentam ductibilidade, ou seja, podem ser reduzidos a fios, são usados como tal na condução de eletricidade.

Os metais conduzem bem o calor. Nem sempre um metal puro apresenta as propriedades desejáveis para determinadas aplicações. Por isso são produzidas as ligas metálicas, onde dois ou mais metais são misturados. São exemplos o bronze e o latão. O bronze é uma mistura de cobre, estanho e o latão é resultado da mistura de cobre e zinco.

A maioria das ligas é formada por dois ou mais metais, mas algumas contêm não-metais, como o carbono. A liga mais usada desse tipo é o aço.

Os não-metais são maus condutores de eletricidade, quase não apresentam brilho, não são maleáveis e nem dúcteis. Tendem a formar ânions (íons negativos).

Os gases nobres ou inertes, ou ainda raros, constituem cerca de 1% do ar. É muito difícil se conseguir compostos com estes gases. Raramente eles reagem porque são muito estáveis. Suas camadas exteriores estão completamente preenchidas de elétrons. Estão todos no grupo 18 da tabela periódica.

Na tabela periódica atual, existem elementos naturais e artificiais.

Os naturais são os elementos encontrados na natureza e os artificiais são produzidos em laboratórios.
Dois estão localizados antes do urânio (U-92), os chamados elementos cisurânicos, que são o tecnécio (Tc – 43) e o promécio (Pm – 61). Outros elementos artificiais vêm depois do urânio, chamamos de transurânicosque são todos os outros após o U – 92. Dentre eles: Pu, Am, Bk, Fm, No, Sg, Ds.

Alguns elementos e suas descobertas:

Muitos elementos são conhecidos desde a Antiguidade, como por exemplo:
- Fe – ferro
- Pb – chumbo
- Cu – cobre
- S – enxofre

A partir do século XVII foram descobertos outros elementos. Seus nomes eram homenagem ao cientista que produzia esse novo elemento ou à sua região de origem:
- Mg – magnésio – Magnésia, região da Grécia.
- Al – alumínio – do latim alumen, sal de alumínio.
- Br – bromo – do grego bromos, mau cheiro.
- Rb – rubídio – do latim rubidium, cor vermelho-escuro.
-He – hélio – do grego hélios (Sol), por ter sido descoberto a partir do espectro da luz do Sol.
- Po – polônio – alusão à Polônia, terra natal de Marie Curie.

No século XX, com a produção de elementos artificiais foram utilizados nomes dos planetas do Sistema Solar:
- Np – netúnio
- Pu – plutônio

Homenagem também a continente:
- Am – amerício

Homenagem a um estado norte-americano:
- Cf – califórnio

Homenagem a cientistas:
- Bh – bóhrio
- Cm – cúrio
- Es – einstênio
- No – nobélio
- Md – mendelévio
- Rf – rutherfórdio

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS

Muitas propriedades dos elementos químicos vaiam periodicamente ao longo da Tabela periódica. São as chamadas Propriedades Periódicas.
As propriedades periódicas podem ser: raio atômico, volume atômico, densidade absoluta, eletronegatividade, eletropositividade, eletroafinidade.
Esse fato obedece a Lei da Periodicidade de Moseley:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.”
Para as propriedades onde os valores só aumentam com o número atômico e outras onde os valores só diminuem chamamos de Propriedades Aperiódicas. São propriedades aperiódicas, o calor específico.

Raio Atômico

O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica porque seus valores só variam periodicamente, ou seja, aumentam e diminuem seguidamente, com o aumento do número atômico.
O raio atômico (r) é a metade da distância internuclear mínima (d) que dois átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente.
Para medir o raio atômico, usa-se a técnica da difração por Raios-X.

Em uma família, da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e no período aumenta da direita para esquerda.
Para esta regra não é admitido os gases nobres, já que possuem o maior raio atômico em cada período.
Observando a tabela periódica, podemos verificar que o frâncio (Fr) tem maior raio atômico.
Se o átomo se transforma em íon cátion ou ânion, o seu raio sofre alteração.
- o raio do átomo é sempre maior que o raio do seu íon cátion porque perde elétrons.
- o raio do átomo é sempre menor que o raio do seu íon ânion porque ganha elétrons.

Volume Atômico

O volume atômico é uma propriedade periódica porque varia periodicamente com o aumento do número atômico.
Volume atômico é a relação entre a massa de uma quantidade de matéria (1 mol = 6,02.1023 átomos ) e a densidade da substância simples formada por esse elemento na fase sólida.
Não é o volume de um átomo, mas de um conjunto de átomos. No volume atômico influi não só o volume de cada átomo, como também o espaçamento que existe entre esses átomos.
Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo nas famílias e em um período, do centro para as extremidades da tabela.  

Densidade Absoluta

Densidade ou Massa Específica é a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (V) ocupado por essa massa.

Esta variação, no estado sólido é uma propriedade periódica.
Na tabela periódica, os valores de densidades aumentam, nas famílias de cima para baixo e nos períodos, das extremidades para o centro.
Desta forma, pode-se notar que os elementos mais densos estão no centro e na parte de baixo da tabela periódica.
Exemplos:
- Os (ósmio) – d=22,5g/mL
- Ir (irídio) – d=22,4g/mL

Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição

Ponto de Fusão é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida.
Ponto de Ebulição é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.
Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam numa família, à esquerda da tabela, aumenta de baixo para cima e à direta da tabela, aumenta de cima para baixo. Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro.
Na tabela periódica há elementos de diferentes estados físicos.
- fase gasosa: H, N, O, F, Cl, Ne, Ar, Kr, Xe, RN
- fase líquida: Hg e Br
- fase sólida: demais elementos

Imagine os elementos:

X = fase sólida
Y = fase líquida
Z = fase gasosa

Então, temos:

X com PF e PE maior que Y e Y com PF e PE maior que Z

O carbono (C) é uma exceção para esta regra. Possui PF igual a 3800°C.
O tungstênio (W) é o metal com maior PF, 3422°C, sendo utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes.

Potencial de Ionização

É a energia mínima necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado no seu estado gasoso.
O primeiro potencial de ionização é considerado o mais importante porque é a energia necessária para “arrancar” o primeiro elétron da camada mais externa do átomo.
De acordo com o SI (Sistema Internacional) deve-se ser expresso em Kj/mol.
O potencial de ionização é uma propriedade periódica, que na tabela periódica, se comporta exatamente ao contrário do raio atômico.
Quanto maior o raio atômico, menor a atração do núcleo com o seu elétron mais afastado. Então é mais fácil de “arrancar” o elétron. Consequentemente é menor a energia de ionização.
O potencial de ionização aumenta, nas famílias de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.

Eletronegatividade

É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não-metais. Linus Pauling, através de experimentos, tentou quantificar esta tendência e criou uma escala de eletronegatividade. Essa escala existe em muitas tabelas periódicas.
A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons mais afastados e então, menor a eletronegatividade.
Na tabela periódica, os gases nobres não são considerados, já que não tem tendência a ganhar ou perder elétrons. Já estão estabilizados.
A eletronegatividade aumenta nas famílias, de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
O elemento mais eletronegativo é o flúor (F), com valor de eletronegatividade 3,98.

Eletropositividade

É a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade.
A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta.
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do átomo em doar elétrons, então, maior será a eletropositividade.
Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade.
A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda.
O elemento mais eletropositivo é o frâncio (Fr), que possui eletronegatividade 0,70.

Tabela de eletronegatividade

Lembrando que o menor valor é o mais eletropositivo

Elementos	Eletronegatividade
F	3,98
O	3,44
Cl	3,16
N	3,04
Br	2,96
I	2,66
S	2,58
C	2,55
Metais Nobres	2,54 a 2,28
H	2,20
P	2,19
Semi-metais	2,04 a 1,18
Metais Comuns	2,20 a 0,79
Fr	0,70

Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica

É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no seu estado fundamental (fase gasosa) recebe 1é.
Um átomo isolado no seu estado fundamental pode receber 1é, transformando-se em um ânion. Isso pode levar ao átomo um estado de maior estabilidade e então ocorre a liberação de energia.

A afinidade eletrônica aumenta conforme o raio atômico diminui. É importante para os não-metais. Os elementos mais eletroafins são os halogênios e o oxigênio.
A eletroafinidade, na tabela periódica, aumenta nas famílias de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
Seus valores são dados em Kj/mol e são muito difíceis de serem medidos.

Calor Específico

É uma propriedade aperiódica.
O calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.
O calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar a 1°C a temperatura de 1g do elemento.