Tabela periódica

Ideias centraisAs primeiras “tabelas periódicas” organizavam os elementos de acordo com suas propriedades, reunindo elementos semelhantes. Quando estão organizados pela massa atômica, os elementos exibem uma repetição periódica nas propriedades. Dmitri Mendeleev propôs uma tabela periódica bastante detalhada, ordenada por massa atômica, com eventuais espaços e inversões de elementos de forma que elementos semelhantes ficassem reunidos.

Até os anos 1800 se conhecia cerca de 50 elementos químicos; alguns desde a antiguidade, outros tendo sido descobertos enquanto a Química se desenvolvia como ciência. E desde muito tempo, antes mesmo de já se saber detalhes sobre a estrutura atômica, houve várias tentativas de organizar esses elementos de alguma forma significativa.

As primeiras tentativas

Uma das primeiras disposições dos elementos foi proposta pelo químico alemão Johann Döbereiner, que sugeriu o agrupamento de alguns elementos em tríades, de acordo com semelhanças entre eles, como por exemplo: cloro, bromo e iodo; cálcio, estrôncio e bário. Mas essa organização era meio limitada.

Outra organização foi a do geólogo francês Alexandre-Émile de Chancourtois, que dispôs os elementos em ordem de massa atômica num esquema que ele chamou de parafuso telúrico2. Esse parafuso é uma espiral que vai descendo ao redor de um cilindro, com elementos similares posicionados numa mesma linha vertical, mais ou menos como na Figura 6.23.4

Anos depois, o químico britânico John Newlands associou essas semelhanças a conjuntos de oito elementos, propondo a lei das oitavas: em ordem crescente de massa atômica, um certo elemento seria bastante semelhante ao elemento que vem oito posições depois, similar às oitavas musicais (Figura 6.35).6

A genialidade de Mendeleev

O sistema mais ambicioso de organização dos elementos foi o proposto pelo químico russo Dmitri Mendeleev7. Apesar de o químico alemão Julius Meyer ter proposto uma disposição similar (de maneira independente), Mendeleev leva a fama dessa organização porque foi o cara que mais destacou a sua utilidade, especialmente na previsão de propriedades de elementos e de até mesmo a existência de elementos ainda não descobertos.

Em 1869, percebendo semelhanças na propriedades de certos conjuntos de elementos, Mendeleev os organizou em uma tabela (Figura 6.431), em ordem crescente de massa atômica. Ao fazer isso, percebeu que as propriedades dos elementos se repetiam de maneira regular. Mendeleev então resumiu suas observações na chamada lei periódica: quando os elementos químicos são organizados em ordem crescente de massa atômica, certas propriedades se repetem periodicamente.

Com base nisso, Mendeleev organizou essa sequência de forma a colocar elementos semelhantes na mesma coluna (Figura ???). Só que uma das sacadas de Mendeleev foi quebrar um pouco a ordem da tabela para fazer esses agrupamentos. Uma coisa que ele fez foi inverter as posições de alguns elementos, de forma que eles se adequassem melhor aos seus vizinhos de coluna; outra foi deixar espaços vazios em posições onde provavelmente haveria elementos ainda não descobertos. Tudo isso para garantir que elementos semelhantes ficassem na mesma coluna. Além disso, ele ajudou a corrigir os valores de algumas massas atômicas, a partir da sua organização.

O sistema de Mendeleev foi tão bem feito que permitiu que ele estimasse propriedades de elementos ainda não descobertos, que recebiam nomes provisórios baseados nos elementos posicionados acima deles. Por exemplo, as propriedades previstas por Mendeleev para o eka-alumínio (atualmente chamado gálio) e para o eka-silício (atualmente chamado germânio) eram bastante próximas das propriedades observadas desses elementos depois de terem sido descobertos, como exposto na Tabela 6.2.

Fonte: TRO, N. J. Chemistry: a molecular approach. 4. ed. Boston: Pearson, 2017. p. 339.

Obviamente, a tabela original de Mendeleev não é exatamente adequada para os dias de hoje, por não incluir alguns elementos tais como hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio. (Mas isso não era culpa do Mendeleev, já que esses elementos ainda não eram conhecidos na época dele.)

Da tabela de Mendeleev à versão atual

No final dos anos 1800, foram sendo descobertos mais elementos químicos, e foram feitas mudanças na disposição da tabela de Mendeleev. As mudanças mais notáveis incluem a descoberta de elementos como hélio, neônio e argônio, que foram colocados num grupo novo (“grupo 0”), e principalmente o fato de que os elementos não são mais organizados por massa atômica, mas sim por número atômico.

O número atômico era apenas um identificador da ordem dos elementos químicos. Apenas depois de estudos feitos principalmente pelo físico inglês Henry Moseley, percebeu-se que o número atômico estava relacionado com a quantidade de prótons no núcleo do átomo. A organização por número atômico se tornou padrão, porque acabou “regularizando” aquelas inversões de elementos que Mendeleev havia feito. Dessa forma, a lei periódica foi atualizada: quando os elementos químicos são organizados em ordem crescente de número atômico, certas propriedades se repetem periodicamente.

Com mais elementos sendo descobertos, acabou acontecendo um “desdobramento” dos grupos da tabela original de Mendeleev, formando um esquema mais horizontal, com 18 colunas. Esse é o formato mais “tradicional” da tabela periódica que nós vemos por aí.

Ideias centraisA tabela periódica moderna ordena os elementos por número atômico (em vez de massa atômica), eliminando a necessidade de inversões que havia na tabela original de Mendeleev. Os elementos estão organizados em 18 grupos verticais e sete períodos horizontais. A maior parte da tabela periódica é formada por metais.

A tabela periódica moderna é basicamente um quadro com os elementos dispostos em linhas e colunas, onde os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico. A diferença é que ela não tem o formato perfeitamente retangular: ela tem um grande vazio no meio das primeiras linhas; isso acontece porque os elementos são alinhados por semelhanças físicas e químicas, e não são simplesmente colocados um do lado do outro.

A Figura 6.59 mostra uma versão resumida da tabela periódica. A seguir encontra-se uma versão mais detalhada da tabela, com mais informações.

Grupos e períodos

As colunas (filas verticais) da tabela periódica são chamadas de grupos ou famílias, e existem 18 deles na tabela. Em cada grupo, os elementos presentes têm características físicas e químicas parecidas. Por exemplo: os elementos do grupo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) são todos gases com baixa reatividade.10

Os grupos da tabela periódica atualmente são numerados de 1 a 18, da esquerda para a direita. Os elementos dos grupos 1, 2 e 13 até 18 são chamados de elementos representativos, e os elementos dos grupos 3 até 12 são chamados de elementos de transição (Figura 6.6).

Apesar de não ser mais recomendada pela IUPAC, ainda pode ser encontrada uma classificação em grupos A e B. Existem motivos bons para usá-la (por exemplo: diferencia rapidamente elementos representativos dos elementos de transição), mas a numeração dos grupos B pode ser um pouco confusa: começa em 3B, vai até três grupos 8B e volta pra 1B e 2B.

Alguns grupos da tabela têm nomes especiais (Figura 6.7):12

• o grupo 1 tem os metais alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (o hidrogênio, H, apesar de estar posicionado no grupo 1, não é um metal alcalino26)
• o grupo 2 tem os metais alcalinoterrosos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
• o grupo 16 tem os calcogênios: O, S, Se, Te, Po
• o grupo 17 tem os halogênios: F, Cl, Br, I, At
• o grupo 18 tem os gases nobres: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Os outros grupos (e às vezes até esses listados) costumam ser chamados com base no elemento do topo; por exemplo, o grupo 5 é o “grupo do vanádio”, o grupo 13 é o “grupo do boro”, etc.

As linhas (filas horizontais) da tabela periódica são chamadas de períodos, e existem 7 deles na tabela. Cada período abriga elementos que têm o mesmo número de camadas eletrônicas ocupadas com elétrons. Por exemplo: todos os elementos do 2º período (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) têm duas camadas eletrônicas ocupadas com elétrons.

Existem duas linhas abaixo da tabela, mas elas também fazem parte dos sete períodos, e estão separadas apenas por uma questão de aproveitamento de espaço (Figura 6.8):

• a série dos lantanídeos (do La ao Lu) pertence ao 6º período
• a série dos actinídeos (do Ac ao Lr) pertence ao 7º período

Coletivamente, os lantanídeos e os actinídeos podem ser chamados de elementos de transição interna. Existem versões da tabela periódica onde essas duas séries de elementos não estão separadas, que eventualmente são chamadas de “forma longa” da tabela periódica (Figura 6.913).

Metais, não metais e semimetais

Uma outra classificação dos elementos químicos está associada ao seu caráter metálico.

Metais são elementos que conduzem bem a eletricidade e o calor, têm brilho característico, são sólidos à temperatura ambiente (a única exceção a isso é o mercúrio, que é um metal líquido nas condições ambientes), e são bastante maleáveis (são fáceis de serem moldados como chapas) e dúcteis (são fáceis de serem transformados em fios). A maioria dos elementos químicos é constituída por metais, que são encontrados na esquerda e no centro da tabela periódica. Alguns amostras de metais estão expostas na Figura 6.10.

Não metais (ou ametais) são elementos que não têm características metálicas. À temperatura ambiente, esse grupo abrange sólidos (carbono, fósforo, enxofre, selênio, iodo e astato), um líquido (bromo) e gases (hidrogênio, hélio, nitrogênio, oxigênio, flúor, neônio, cloro, argônio, criptônio, xenônio e radônio). Praticamente nenhum tem brilho acinzentado característico, vários têm cores diversas, e os sólidos são quebradiços em vez de maleáveis. Estão posicionados na parte direita da tabela periódica, exceto o hidrogênio, que está no canto superior esquerdo. Alguns amostras de não metais estão expostas na Figura 6.11.

Algumas tabelas periódicas e autores excluem o hidrogênio e os gases nobres dessa classificação como “não metais”, considerando o hidrogênio como um elemento com características próprias e os gases nobres como uma categoria separada. Existem motivos válidos para isso, mas neste livro eu vou optar por mantê-los como não metais, devido ao fato de esses elementos não terem características metálicas.

Alguns elementos (boro, silício, germânio, arsênio, antimônio, telúrio e polônio)24 têm algumas características de metais e outras de não metais, e podem ser considerados semimetais ou metaloides (Figura 6.12). Por exemplo, eles conduzem eletricidade, mas não tão bem quanto metais. Na tabela periódica estão na parte direita, servindo de “fronteira” entre os metais e os não metais. Essa classificação não é adotada universalmente; há autores que descartam o conceito de semimetal e classificam esses elementos em metais (germânio, antimônio e polônio) e não metais (boro, silício, arsênio e telúrio).

A Figura 6.13 mostra a localização dos metais, não metais e semimetais na tabela periódica.

Blocos

A tabela periódica também pode ser dividida em quatro blocos, de acordo com o subnível final da configuração eletrônica dos elementos. No bloco s, estão elementos cuja configuração eletrônica prevista pelo diagrama de Pauling termina em um subnível s, elementos com configuração terminada em subnível p estão no bloco p, e de maneira análoga, há os blocos d e f (Figura 6.14).

O hélio está localizado próximo ao grupo p devido à sua maior semelhança com os outros gases nobres, mas ainda é considerado parte do bloco s, por ter configuração 1s². Até existem algumas poucas versões da tabela periódica com o hélio logo à direita do hidrogênio, acima do berílio, para que o bloco s não fique separado, mas neste livro não vou fazer isso porque o hélio não é tão semelhante aos metais alcalinoterrosos.

O bloco f contém praticamente todos os lantanídeos e actinídeos, excluindo apenas o lutécio (Lu) e o laurêncio (Lr), cujas configurações previstas terminam em subníveis d (após um subnível f completo).

A divisão dos blocos se baseia nas configurações eletrônicas previstas, mas nem todas elas são observadas na realidade. Na Figura 6.14, estão destacados os elementos cuja configuração eletrônica observada não corresponde à prevista. Para alguns, muda o número de elétrons nos subníveis finais (por exemplo, o crômio, [Ar] 4s¹ 3d⁵); para outros, muda até mesmo qual é o subnível final (por exemplo, o lantânio, [Xe] 6s² 5d¹).

Ideias centraisVárias propriedades dos elementos químicos começam a se repetir à medida que se passa de um período para outro na tabela periódica. Algumas dessas propriedades são o tamanho do átomo e as energias necessárias para retirar ou colocar elétrons num átomo.

Uma característica importante da tabela periódica, além do seu formato pitoresco, é o fato de que sua organização revela várias tendências em algumas propriedades dos elementos. Essas propriedades são chamadas propriedades periódicas. Vamos dar destaque a três propriedades atômicas que serão importantes para entendermos o comportamento de diversos elementos.

Raio atômico

Nós já vimos que os átomos são formados por um núcleo muito pequeno e uma eletrosfera bastante enorme e difusa. Apesar de geralmente ter várias camadas eletrônicas, um átomo não tem uma “borda” bem definida. Mesmo assim, é possível ter uma ideia do tamanho de um átomo, medindo o chamado raio atômico. Isso é feito medindo-se a distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos, como ilustrado na Figura 6.16, e dividindo essa distância por 2.

Existem dois “raios atômicos” que podem ser calculados a partir desse método:

• o raio medido entre dois átomos não ligados é chamado de raio de van der Waals
• o raio medido entre dois átomos ligados entre si é chamado de raio covalente

Ainda não vimos o mecanismo da ligação química covalente, mas de maneira resumida: para dois átomos se ligarem um ao outro (e formar moléculas), é necessária uma aproximação física, juntando parte das eletrosferas. Isso faz com que, para um certo elemento, o raio covalente seja menor que o raio de van der Waals.

O raio atômico é uma propriedade periódica, com variações bem definidas em um grupo ou em um período. Num grupo, os elementos mais acima são menores, porque têm menos camadas eletrônicas, e à medida que se “desce” no grupo, os elementos vão ficando maiores, por terem mais camadas.

E num período? Usando esse raciocínio, seria intuitivo pensar que os elementos mais à direita seriam maiores, por terem mais elétrons, mas essa ideia não condiz com a realidade. Na verdade, num mesmo período, todos os elementos têm o mesmo número de camadas eletrônicas, mas os elementos à direita têm mais prótons no núcleo. Isso faz com que os elétrons sejam mais atraídos para perto desse núcleo, deixando o átomo um pouco menor. Ou seja, percorrendo um período da esquerda para a direita, o raio dos elementos tende a diminuir.

Essas variações estão resumidas na Figura 6.17. A Figura 6.18 mostra os raios atômicos de alguns elementos químicos.

Raio iônico

Quando um átomo vira íon, seu raio muda, já que a quantidade de elétrons muda. Usando os mesmos raciocínios vistos anteriormente, pode-se perceber que

• quando um átomo vira cátion, seu raio diminui
• quando um átomo vira ânion, seu raio aumenta

Isso ocorre porque, para virar cátion, elétrons são removidos do nível mais externo, e os que sobram têm menor repulsão entre eles; já para virar ânion, elétrons são adicionados, aumentando a repulsão entre os elétrons já existentes, fazendo com que eles se espalhem mais no espaço.

A Figura 6.19 mostra os valores de alguns raios de íons e raios dos átomos correspondentes.

Caso se considere um conjunto de íons isoeletrônicos (ou seja, com o mesmo número de elétrons), o núcleo vai definir quais íons são maiores, seguindo o que já foi dito anteriormente: quem tiver o maior número atômico terá o menor raio. Um exemplo disso está na Figura 6.20.

Energia de ionização

Um dos processos que acontecem com alguns átomos na formação de substâncias é a transformação em íon, seja recebendo ou perdendo um ou mais elétrons.

Nós já vimos que, ao absorver uma certa quantidade de energia, um elétron salta para uma camada mais externa do átomo. Para retirar um elétron de um átomo é necessária uma quantidade de energia chamada energia de ionização (EI)20, que é a energia mínima que deve ser absorvida pelo átomo (na fase gasosa) para perder um elétron18. Para cada elétron retirado, existe uma energia associada; a energia necessária para remover o primeiro elétron é a primeira energia de ionização (EI₁), do processo

X (g) → X⁺ (g) + e⁻

A primeira energia de ionização tem uma variação basicamente inversa à do raio atômico na tabela periódica. De maneira simplificada: se um átomo for pequeno, seus elétrons mais externos sofrerão forte atração pelo núcleo, e aí vai ser difícil retirar o primeiro elétron; ou seja, vai ser necessária muita energia para vencer essa atração e permitir a ionização. Já para átomos grandes, os elétrons externos não estão tão fortemente atraídos, então não é necessária tanta energia assim para arrancar o primeiro elétron.

A Figura 6.21 mostra as primeiras energias de ionização de alguns elementos químicos. As tendências de variação mostradas estão resumidas na Figura 6.22.

Existem também as energias para retirar o segundo elétron, o terceiro, o quarto, etc. A segunda energia de ionização (EI₂) é a energia necessária para remover o segundo elétron:

X⁺ (g) → X²⁺ (g) + e⁻

A terceira energia de ionização (EI₃) é a energia necessária para remover o segundo elétron:

X²⁺ (g) → X³⁺ (g) + e⁻

E assim por diante.

As energias para retirar o segundo elétron, o terceiro, o quarto, etc. são sucessivamente maiores do que a energia para retirar o primeiro, já que, a cada elétron removido, o átomo/íon fica cada vez mais positivo. A Tabela 6.3 mostra as energias de ionização sucessivas para alguns átomos. É possível notar que, analisando um único elemento, existe um salto bastante notável entre dois valores de energia (entre EI₁ e EI₂, ou entre EI₂ e EI₃, etc.), destacado por uma linha vertical mais grossa. Esse salto acontece depois que foram retirados elétrons suficientes para zerar o nível mais externo do átomo original.

Fonte: BROWN, T. L. Chemistry: the central science. 14. ed. Nova Iorque: Pearson, 2018. p. 268

Por exemplo: o magnésio (Mg), cuja configuração eletrônica é 1s² 2s² 2p⁶ 3s². Sua primeira energia de ionização está associada ao processo

Mg (g) → Mg⁺ (g) + e⁻ EI₁ = 738 kJ/mol

O íon Mg⁺ (1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) pode ter mais um elétron retirado:

Mg⁺ (g) → Mg²⁺ (g) + e⁻ EI₂ = 1451 kJ/mol

O íon Mg²⁺ agora está com o subnível 3s vazio: 1s² 2s² 2p⁶. Uma terceira ionização agora vai ter que retirar um elétron do subnível 2p. Esse processo é mais difícil por alguns motivos, dentre eles: o subnível 2p é mais próximo do núcleo e está com todos os elétrons (Figura 6.23). Então a terceira energia de ionização é bem mais alta:

Mg²⁺ (g) → Mg³⁺ (g) + e⁻ EI₃ = 7733 kJ/mol

Esse raciocínio se aplica aos outros elementos, a diferença é onde acontece esse “salto” entre energias.

Afinidade eletrônica

Um átomo também pode ganhar elétrons, se tornando um ânion. A energia envolvida quando um átomo (na fase gasosa) recebe um elétron é chamada de afinidade eletrônica (AE)21. Enquanto a energia de ionização é recebida pelo átomo para retirar um elétron, a afinidade eletrônica geralmente é energia liberada pelo átomo ao receber o elétron (Figura 6.24). Isso geralmente ocorre por causa da atração do núcleo pelo elétron que está entrando, o que libera energia.

Por exemplo, para o elemento cloro:

Cl (g) + e⁻ → Cl⁻ (g) AE = 349 kJ/mol

Já que vamos analisar as tendências de variação da afinidade eletrônica na tabela periódica, a convenção que eu vou usar aqui é: valores positivos de afinidade eletrônica indicam energia liberada.19 Então, por exemplo, eu vou dizer que a afinidade eletrônica do elemento cloro (Cl) é 349 kJ/mol, ou seja, no processo Cl (g) + e⁻ → Cl⁻ (g), a energia liberada é de 349 kJ/mol.

Quanto maior a atração entre o átomo e esse elétron adicionado, maior a quantidade de energia liberada nesse processo. Ou seja, se o átomo tem um grande valor de afinidade eletrônica, significa que receber um elétron é um processo bastante favorável para aquele átomo, porque libera bastante energia.

A tendência de variação da afinidade eletrônica na tabela periódica é um pouco mais irregular que a da energia de ionização. Apesar de valores altos se concentrarem no lado direito (os elementos do grupo 17 têm altas afinidades eletrônicas), a variação ao longo de um grupo não é regular, e há elementos que absorvem energia ao virarem ânions, como elementos dos grupos 2 e 18. O fato de esses elementos precisarem absorver energia para ganharem um elétron mostra que esse processo não é favorável; isso é especialmente relevante no caso dos gases nobres: nenhum deles ganha elétrons com facilidade.

A Figura 6.25 mostra as afinidades eletrônicas de alguns elementos químicos. Como a afinidade eletrônica não é tão fácil de ser medida experimentalmente, alguns valores são estimados.