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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 (foto) 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.
► A Tabela 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.
► 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.
• 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}[/i] = 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.
• 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.
• 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.
► 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.
• 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.
► 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.
• 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.
► 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.
► 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.
► 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.
► 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
• 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.
• 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.
► Funções de onda e números quânticos
O modelo atual, 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.
