TABELA PERIÓDICA DE ELEMENTOS: HISTÓRIA, ESTRUTURA, ELEMENTOS - QUÍMICA - 2025

A tabela periódica dos elementos é uma ferramenta que permite consultar as propriedades químicas dos 118 elementos conhecidos até o momento. É essencial ao realizar cálculos estequiométricos, prever as propriedades físicas de um elemento, classificá-los e encontrar propriedades periódicas entre todos eles.

Os átomos ficam mais pesados ​​à medida que seus núcleos adicionam prótons e nêutrons, que também devem ser acompanhados por novos elétrons; caso contrário, a eletroneutralidade não seria possível. Assim, alguns átomos são muito leves, como o hidrogênio, e outros, superpesados, como o oganeson.

A quem se deve tal coração na química? Ao cientista Dmitri Mendeleev, que em 1869 (quase 150 anos atrás) publicou, após uma década de estudos e experimentos teóricos, a primeira tabela periódica na tentativa de organizar os 62 elementos conhecidos naquela época.

Para fazer isso, Mendeleev confiou nas propriedades químicas, enquanto em paralelo Lothar Meyer publicou outra tabela periódica que foi organizada de acordo com as propriedades físicas dos elementos.

Inicialmente, a tabela continha “espaços vazios”, cujos elementos não eram conhecidos naquela época. No entanto, Mendeleyev foi capaz de prever várias de suas propriedades com precisão apreciável. Alguns desses elementos eram: germânio (que ele chamou de eka-silício) e gálio (eka-alumínio).

As primeiras tabelas periódicas ordenavam os elementos de acordo com suas massas atômicas. Essa ordenação revelou alguma periodicidade (repetição e semelhança) nas propriedades químicas dos elementos; entretanto, os elementos de transição não concordaram com esta ordem, nem os gases nobres.

Por isso, foi necessário ordenar os elementos considerando o número atômico (número de prótons), ao invés da massa atômica. A partir daqui, junto com o trabalho árduo e as contribuições de muitos autores, a tabela periódica de Mendeleev foi refinada e completada.

História da tabela periódica

Elementos

O uso de elementos como base para descrever o ambiente (mais precisamente, a natureza) é utilizado desde a antiguidade. No entanto, naquela época eram chamados de fases e estados da matéria, e não da forma como são chamados desde a Idade Média.

Os antigos gregos acreditavam que o planeta que habitamos era composto por quatro elementos fundamentais: fogo, terra, água e ar.

Por outro lado, na China antiga o número de elementos era cinco e, ao contrário dos gregos, estes excluíam o ar e incluíam o metal e a madeira.

A primeira descoberta científica foi feita em 1669 pelo alemão Henning Brand, que descobriu o fósforo; a partir dessa data, todos os itens subsequentes foram registrados.

Vale esclarecer que alguns elementos como ouro e cobre já eram conhecidos antes do fósforo; a diferença é que nunca foram registrados.

Simbologia

Os alquimistas (ancestrais dos químicos atuais) deram nomes aos elementos em relação às constelações, seus descobridores e os lugares onde foram descobertos.

Em 1808, Dalton propôs uma série de desenhos (símbolos) para representar os elementos. Posteriormente, esse sistema de notação foi substituído pelo de Jhon Berzelius (usado até hoje), já que o modelo de Dalton se tornou mais complicado à medida que novos elementos apareciam.

Evolução do esquema

As primeiras tentativas de criar um mapa que organizasse as informações dos elementos químicos ocorreram no século 19 com as Tríades de Döbereiner (1817).

Com o passar dos anos, novos elementos foram encontrados, dando origem a novos modelos organizacionais até chegar ao utilizado atualmente.

Parafuso telúrico de Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois desenhou uma hélice de papel mostrando um gráfico de espirais (parafuso telúrico).

Neste sistema, os elementos são ordenados em ordem crescente em relação aos seus pesos atômicos. Itens semelhantes são alinhados verticalmente.

Oitavas de Newlands (1865)

Continuando com o trabalho de Döbereiner, o britânico John Alexander Reina Newlands organizou os elementos químicos em ordem crescente com relação aos pesos atômicos, observando que cada sete elementos tinham semelhanças em suas propriedades (hidrogênio não está incluído).

Mesa de Mendeleev (1869)

Mendeleev organizou os elementos químicos em ordem crescente em relação ao peso atômico, colocando na mesma coluna aqueles cujas propriedades eram semelhantes. Ele deixou lacunas em seu modelo de tabela periódica antecipando o surgimento de novos elementos no futuro (além de prever as propriedades que deveria ter).

Os gases nobres não aparecem na mesa de Mendeleev, pois ainda não foram descobertos. Além disso, Mendeleiv não considerou o hidrogênio.

Tabela periódica de Moseley (tabela periódica atual) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley propôs ordenar os elementos químicos da tabela periódica de acordo com seu número atômico; isto é, com base em seu número de prótons.

Moseley enunciou a "Lei Periódica" em 1913: "Quando os elementos são organizados em ordem de seus números atômicos, suas propriedades físicas e químicas mostram tendências periódicas."

Assim, cada linha ou período horizontal mostra um tipo de relacionamento e cada coluna ou grupo mostra outro.

Como está organizado? (Estrutura e organização)

Pode-se observar que o pastel da mesa periódica possui várias cores. Cada cor associa elementos com propriedades químicas semelhantes. Existem colunas laranja, amarelas, azuis e roxas; quadrados verdes e uma diagonal verde maçã.

Observe que as células nas colunas do meio são acinzentadas, então todos esses elementos devem ter algo em comum, que é o fato de serem metais de transição com orbitais d meio cheios.

Da mesma forma, os elementos dos quadrados roxos, embora passem de substâncias gasosas, de um líquido avermelhado a um sólido preto-roxo (iodo) e cinza-prateado (astato), são suas propriedades químicas que os tornam congêneres. Essas propriedades são governadas pelas estruturas eletrônicas de seus átomos.

A organização e estrutura da tabela periódica não é arbitrária, mas obedece a uma série de propriedades periódicas e padrões de valores determinados para os elementos. Por exemplo, se o caráter metálico diminui da esquerda para a direita da mesa, um elemento metálico no canto superior direito não pode ser esperado.

Períodos

Os elementos são organizados em linhas ou períodos, dependendo do nível de energia de seus orbitais. Antes do período 4, quando os elementos se sucediam em ordem crescente de massa atômica, descobriu-se que para cada oito deles as propriedades químicas se repetiam (lei das oitavas de John Newlands).

Os metais de transição foram fundidos com outros elementos não metálicos, como enxofre e fósforo. Por esse motivo, a introdução da física quântica e das configurações eletrônicas foi vital para a compreensão das tabelas periódicas modernas.

Os orbitais de uma camada de energia se enchem de elétrons (e os núcleos de prótons e nêutrons) à medida que se movem por um período. Essa camada de energia anda de mãos dadas com o tamanho ou raio atômico; portanto, os itens nos períodos superiores são menores do que os abaixo.

H e He estão no primeiro (período) nível de energia; a primeira linha de quadrados acinzentados, no quarto período; e a linha de quadrados laranja, no sexto período. Observe que, embora o último pareça estar no suposto nono período, ele na verdade pertence ao sexto, logo após a caixa amarela para Ba.

Grupos

Passando por um período, descobrimos que a massa, o número de prótons e elétrons aumentam. Na mesma coluna ou grupo, embora a massa e os prótons variem, o número de elétrons na camada de valência é o mesmo.

Por exemplo, na primeira coluna ou grupo, H tem um único elétron no orbital 1s ¹, assim como Li (2s ¹), sódio (3s ¹), potássio (4s ¹) e assim por diante até o frâncio (7s ¹). Esse número 1 denota que esses elementos dificilmente possuem um elétron de valência e, portanto, pertencem ao grupo 1 (IA). Cada item está em períodos diferentes.

Sem contar o hidrogênio em uma caixa verde, os elementos abaixo dele são em uma caixa laranja e são chamados de metais alcalinos. Mais uma caixa à direita em qualquer período, é o grupo ou coluna 2; ou seja, seus elementos têm dois elétrons de valência.

Mas ao dar um passo adiante para a direita, sem o conhecimento dos orbitais d, chega-se ao grupo de boro (B) ou grupo 13 (IIIA); em vez do grupo 3 (IIIB) ou escândio (Sc). Levando em consideração o preenchimento dos orbitais d, começa-se a percorrer os períodos dos quadrados acinzentados: os metais de transição.

Números de prótons vs elétrons de valência

Ao estudar a tabela periódica, pode surgir uma confusão entre o número atômico Z ou número de prótons totais no núcleo, e o número de elétrons de valência. Por exemplo, o carbono tem um Z = 6, ou seja, tem seis prótons e, portanto, seis elétrons (caso contrário, não poderia ser um átomo com carga neutra).

Mas, desses seis elétrons, quatro são de valência. Por isso sua configuração eletrônica é 2s ² 2p ². denota os dois elétrons 1s ² da camada fechada e, teoricamente, eles não participam da formação de ligações químicas.

Além disso, como o carbono tem quatro elétrons de valência, "convenientemente" ele está localizado no grupo 14 (IVA) da tabela periódica.

Os elementos abaixo do carbono (Si, Ge, Sn, Pb e Fl) têm números atômicos maiores (e massas atômicas); mas todos eles têm os quatro elétrons de valência em comum. Essa é a chave para entender por que um item pertence a um grupo e não a outro.

Elementos da tabela periódica

Bloco s

Como acabamos de explicar, os Grupos 1 e 2 são caracterizados por terem um ou dois elétrons nos orbitais s. Esses orbitais são de geometria esférica e, à medida que se desce por qualquer um desses grupos, os elementos adquirem camadas que aumentam o tamanho de seus átomos.

Por apresentarem fortes tendências em suas propriedades químicas e formas de reação, esses elementos se organizam como o bloco s. Portanto, os metais alcalinos e os metais alcalino-terrosos pertencem a este bloco. A configuração eletrônica dos elementos deste bloco é ns (1s, 2s, etc.).

Embora o elemento hélio esteja no canto superior direito da tabela, sua configuração eletrônica é 1s ² e, portanto, pertence a este bloco.

Bloco p

Ao contrário do bloco s, os elementos deste bloco preencheram completamente os orbitais s, enquanto seus orbitais p continuam a ser preenchidos com elétrons. As configurações eletrônicas dos elementos pertencentes a este bloco são do tipo ns ² np ^1-6 (os orbitais p podem ter um ou até seis elétrons para preencher).

Então, onde na tabela periódica este bloco está localizado? À direita: os quadrados verdes, roxos e azuis; isto é, elementos não metálicos e metais pesados, como bismuto (Bi) e chumbo (Pb).

Começando com o boro, com configuração eletrônica ns ² np ¹, o carbono à sua direita adiciona outro elétron: 2s ² 2p ². Em seguida, as configurações eletrônicas dos outros elementos do período 2 do bloco p são: 2s ² 2p ³ (nitrogênio), 2s ² 2p ⁴ (oxigênio), 2s ² 2p ⁵ (flúor) e 2s ² 2p ⁶ (neon).

Se você descer para os períodos inferiores, terá o nível de energia 3: 3s ² 3p ^1-6 e assim por diante até o final do bloco p.

Observe que o mais importante sobre este bloco é que, a partir do período 4, seus elementos preencheram completamente os orbitais d (caixas azuis à direita). Resumindo: o bloco s está à esquerda da tabela periódica, e o bloco p, à direita.

Elementos representativos

Quais são os elementos representativos? São aqueles que, por um lado, perdem elétrons facilmente, ou, por outro, os ganham para completar o octeto de valência. Em outras palavras: eles são os elementos dos blocos se p.

Seus grupos foram distinguidos dos demais por uma letra A no final. Assim, eram oito grupos: de IA a VIIIA. Mas, atualmente, o sistema de numeração usado nas tabelas periódicas modernas é o árabe, de 1 a 18, incluindo os metais de transição.

Por isso o grupo de boro pode ser IIIA, ou 13 (3 + 10); o grupo de carbono, VAT ou 14; e o dos gases nobres, o último à direita da mesa, VIIIA ou 18.

Metais de transição

Os metais de transição são todos os elementos dos quadrados acinzentados. Ao longo de seus períodos, seus orbitais d são preenchidos, que são cinco e, portanto, podem ter dez elétrons. Visto que eles devem ter dez elétrons para preencher esses orbitais, então deve haver dez grupos ou colunas.

Cada um desses grupos no antigo sistema de numeração era designado com algarismos romanos e uma letra B no final. O primeiro grupo, o do escândio, foi IIIB (3), o do ferro, cobalto e níquel VIIIB por apresentar reatividades muito semelhantes (8, 9 e 10), e o do zinco IIB (12).

Como pode ser visto, é muito mais fácil reconhecer grupos por números arábicos do que usando algarismos romanos.

Metais de transição interna

A partir do período 6 da tabela periódica, os orbitais f tornam-se energeticamente disponíveis. Estes devem ser preenchidos primeiro do que os orbitais d; e, portanto, seus elementos são geralmente colocados separados para não tornar a mesa muito longa.

Os dois últimos períodos, laranja e cinza, são os metais de transição internos, também chamados de lantanídeos (terras raras) e actinídeos. Existem sete orbitais f, que precisam de quatorze elétrons para serem preenchidos e, portanto, deve haver quatorze grupos.

Se esses grupos forem adicionados à tabela periódica, haverá 32 no total (18 + 14) e haverá uma versão “longa”:

Fonte: Por Sandbh, do Wikimedia Commons

A linha rosa claro corresponde aos lantanóides, enquanto a linha rosa escuro corresponde aos actinóides. Lantânio, La com Z = 57, actínio, Ac com Z = 89, e todo o bloco f pertencem ao mesmo grupo do escândio. Por quê? Porque o escândio tem um orbital nd ¹, que está presente no resto dos lantanóides e actinóides.

La e Ac têm configurações de valência 5d ¹ 6s ² e 6d ¹ 7s ². Conforme você se move para a direita através de ambas as linhas, os orbitais 4f e 5f começam a se encher. Depois de preenchido, você obtém os elementos lutécio, Lu e laurencio, Lr.

Metais e não metais

Deixando para trás o bolo da tabela periódica, é mais conveniente recorrer ao da imagem superior, mesmo em sua forma alongada. No momento, a grande maioria dos elementos mencionados são metais.

Em temperatura ambiente, todos os metais são substâncias sólidas (exceto mercúrio, que é líquido) com uma cor cinza prateada (exceto cobre e ouro). Além disso, geralmente são duros e brilhantes; embora os do bloco sejam macios e frágeis. Esses elementos são caracterizados por sua facilidade de perder elétrons e formar cátions M ⁺.

No caso dos lantanóides, eles perdem os três elétrons 5d ¹ 6s ² para se tornarem cátions M ³⁺ trivalentes (como La ³⁺). O cério, por sua vez, é capaz de perder quatro elétrons (Ce ⁴⁺).

Por outro lado, os elementos não metálicos constituem a menor parte da tabela periódica. Eles são gases ou sólidos com átomos ligados covalentemente (como enxofre e fósforo). Todos estão localizados no bloco p; mais precisamente, na parte superior, já que descer aos períodos inferiores aumenta o caráter metálico (Bi, Pb, Po).

Além disso, não metais, em vez de perder elétrons, você os ganha. Assim, eles formam ânions X ^- com diferentes cargas negativas: -1 para halogênios (grupo 17) e -2 para calcogênios (grupo 16, o de oxigênio).

Famílias metálicas

Dentro dos metais, existe uma classificação interna para diferenciá-los uns dos outros:

-Os metais do grupo 1 são alcalinos

- Grupo 2, metais alcalino-terrosos (Sr. Becambara)

-Família de escândio do grupo 3 (IIIB). Esta família é composta de escândio, o chefe do grupo, de ítrio Y, lantânio, actínio e todos os lantanóides e actinóides.

-Grupo 4 (IVB), família do titânio: Ti, Zr (zircônio), Hf (háfnio) e Rf (rutherfórdio). Quantos elétrons de valência eles têm? A resposta está em seu grupo.

-Grupo 5 (VB), família do vanádio. Grupo 6 (VIB), família do cromo. E assim por diante até a família do zinco, grupo 12 (IIB).

Metalóides

O caráter metálico aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo. Mas qual é a fronteira entre esses dois tipos de elementos químicos? Essa borda é composta por elementos conhecidos como metalóides, que possuem características tanto metálicas quanto não metálicas.

Os metalóides podem ser vistos na tabela periódica da "escada" que começa com o boro e termina com o elemento radioativo astato. Esses elementos são:

-B: boro

-Silício: Sim

-Ge: germânio

-As: arsênico

-Sb: antimônio

-Te: telúrio

-At: astatine

Cada um desses sete elementos exibe propriedades intermediárias, que variam de acordo com o ambiente químico ou a temperatura. Uma dessas propriedades é a semicondução, ou seja, os metalóides são semicondutores.

Gases

Em condições terrestres, os elementos gasosos são aqueles não-metais leves, como nitrogênio, oxigênio e flúor. Além disso, cloro, hidrogênio e gases nobres se enquadram nessa classificação. De todos eles, os mais emblemáticos são os gases nobres, por sua baixa tendência a reagir e se comportar como átomos livres.

Os últimos encontram-se no grupo 18 da tabela periódica e são:

-Helio, ele

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-criptônio, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-E o mais recente de todos, o gás nobre sintético oganeson, Og.

Todos os gases nobres têm em comum a configuração de valência ns ² np ⁶; ou seja, eles têm todo o octeto de valência.

Estados de agregação de elementos em outras temperaturas

Os elementos estão no estado sólido, líquido ou gasoso dependendo da temperatura e da força de suas interações. Se a temperatura da Terra diminuísse para cerca de zero absoluto (0K), todos os elementos congelariam; exceto o hélio, que se condensaria.

Nessa temperatura extrema, o restante dos gases estaria na forma de gelo.

No outro extremo, se a temperatura fosse de aproximadamente 6.000 K, "todos" os elementos estariam no estado gasoso. Sob essas condições, você poderia literalmente ver nuvens de ouro, prata, chumbo e outros metais.

Usos e aplicações

A tabela periódica por si só sempre foi e sempre será uma ferramenta de consulta aos símbolos, massas atômicas, estruturas e outras propriedades dos elementos. É extremamente útil ao realizar cálculos estequiométricos, que estão na ordem do dia em muitas tarefas dentro e fora do laboratório.

Além disso, a tabela periódica permite comparar os elementos de um mesmo grupo ou período. Assim, pode-se prever como serão determinados compostos dos elementos.

Predição de fórmulas de óxido

Por exemplo, no caso dos óxidos de metais alcalinos, uma vez que têm um único electrão de valência, e, por conseguinte, uma valência de um, é esperado que a fórmula dos seus óxidos seja de o H ₂ O tipo. Isto verifica-se com o óxido de de hidrogênio, água, H ₂ O. Também com os óxidos de sódio, Na ₂ O, e de potássio, K ₂ O.

Para os demais grupos, seus óxidos devem ter a fórmula geral M ₂ O _n, onde n é igual ao número do grupo (se o elemento for do bloco p, calcule n-10). Assim, o carbono, que pertence ao grupo 14, forma CO ₂ (C ₂ O _4/2); enxofre, do grupo 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2); e nitrogênio, do grupo 15, N ₂ O ₅.

No entanto, isso não se aplica a metais de transição. Isso porque o ferro, mesmo pertencendo ao grupo 8, não pode perder 8 elétrons, mas 2 ou 3. Portanto, em vez de memorizar as fórmulas, é mais importante atentar para as valências de cada elemento.

Valências dos elementos

As tabelas periódicas (algumas) mostram as valências possíveis para cada elemento. Sabendo disso, a nomenclatura de um composto e sua fórmula química podem ser estimadas com antecedência. As valências, conforme mencionado acima, estão relacionadas ao número do grupo; embora não se aplique a todos os grupos.

As valências dependem mais da estrutura eletrônica dos átomos e de quais elétrons podem realmente ganhar ou perder.

Conhecendo o número de elétrons de valência, você também pode começar com a estrutura de Lewis de um composto a partir dessas informações. A tabela periódica, portanto, permite que estudantes e profissionais desenhem estruturas e abram caminho para uma sondagem de possíveis geometrias e estruturas moleculares.

Tabelas periódicas digitais

Hoje, a tecnologia permite que as tabelas periódicas sejam mais versáteis e forneçam mais informações disponíveis para todos. Vários deles trazem ilustrações marcantes de cada elemento, bem como um breve resumo de seus principais usos.

A maneira como você interage com eles acelera sua compreensão e estudo. A tabela periódica deve ser uma ferramenta agradável à vista, fácil de explorar, e o método mais eficaz de conhecer seus elementos químicos é examiná-la de períodos em grupos.

Importância da tabela periódica

Hoje, a tabela periódica é a ferramenta de organização mais importante na química devido às relações detalhadas de seus elementos. A sua utilização é essencial tanto para alunos e professores como também para investigadores e muitos profissionais que se dedicam ao ramo da química e da engenharia.

Apenas olhando para a tabela periódica, você obtém uma grande quantidade de informações de forma rápida e eficiente, como:

- Lítio (Li), berílio (Be) e boro (B) conduzem eletricidade.

- O lítio é um metal alcalino, o berílio é um metal alcalino-terroso e o boro é um não metal.

- O lítio é o melhor condutor dos três citados, seguido do berílio e, por último, do boro (semicondutor).

Assim, ao localizar esses elementos na tabela periódica, sua tendência à condutividade elétrica pode ser concluída instantaneamente.

Referências

1. Scerri, E. (2007). A tabela periódica: sua história e seu significado. Oxford New York: Oxford University Press.
2. Scerri, E. (2011). A tabela periódica: uma introdução muito curta. Oxford New York: Oxford University Press.
3. Moore, J. (2003). Química para manequins. New York, NY: Wiley Pub.
4. Venable, FP. (1896). O Desenvolvimento da Lei Periódica. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company.
5. Ball, P. (2002). Os ingredientes: uma visita guiada aos elementos. Oxford New York: Oxford University Press.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
7. Royal Society of Chemistry. (2018). Tabela periódica. Recuperado de: rsc.org
8. Richard C. Banks. (Janeiro de 2001). A tabela periódica. Recuperado de: chemical.boisestate.edu
9. Physics 2000. (nd). A origem da tabela periódica. Recuperado de: physics.bk.psu.edu
10. King K. e Nazarewicz W. (7 de junho de 2018). Existe um fim para a tabela periódica? Recuperado de: msutoday.msu.edu
11. Dr. Doug Stewart. (2018). A tabela periódica. Recuperado de: chemicool.com
12. Mendez A. (16 de abril de 2010). Tabela periódica de Mendeleev. Recuperado de: quimica.laguia2000.com