Tabela periódica

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Periodic table pt.svg

A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função de suas propriedades. É muito útil para prever as características e propriedades dos elementos químicos. Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e das moléculas deles formadas, ou entender por que certos átomos são extremamente reativos enquanto outros são praticamente inertes. Permite prever propriedades como eletronegatividade, raio iônico e energia de ionização. Os grupos rosa e o vermelho meio magenta são grupos dos Lantanoides e Actinoides, também conhecidos como Lantanídeos e Actinídeos.

História[editar | editar código-fonte]

Parafuso telúrico de De Chancourtois.

Em 1789, Antoine Lavosier publicou uma lista de 100 elementos químicos. Embora Lavoisier tenha agrupado os elementos em substâncias simples, metálicas, não metálicas e salificáveis ou terrosas.[1] [2] , os químicos passaram o século seguinte à procura de um esquema de construção mais precisa. Em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner observou que muitos dos elementos poderiam ser agrupados em tríades (grupos de três) com base em suas propriedades químicas. Lítio, sódio e potássio, por exemplo, foram agrupados como sendo metais reativos frágeis. Döbereiner observou também que, quando organizados por peso atômico, o segundo membro de cada tríade tinha aproximadamente a média do primeiro e do terceiro.[3] Isso ficou conhecido como a lei das tríades.[4] O químico alemão Leopold Gmelin trabalhou com esse sistema e por volta de 1843 ele tinha identificado dez tríades, três grupos de quatro, e um grupo de cinco. Jean Baptiste Dumas publicou um trabalho em 1857 descrevendo as relações entre os diversos grupos de metais. Embora houvesse diversos químicos capazes de identificar relações entre pequenos grupos de elementos, não havia ainda um esquema capaz de abranger todos eles.[1] [3]

Em 1869, o também químico alemão Julius Lothar Meyer publicou uma tabela com os 49 elementos conhecidos organizados pela valência, conceito desenvolvido por August Kekulé seis anos antes. A tabela revelava que os elementos com propriedades semelhantes frequentemente partilhavam a mesma valência.[5] O químico inglês John Newlands publicou uma série de trabalhos em 1863 e 1866 que descreviam sua tentativa de classificar os elementos: quando listados em ordem crescente de peso atômico, semelhantes propriedades físicas e químicas retornavam em intervalos de oito, que ele comparou a oitavas de músicas.[6] [7] Esta lei das oitavas, no entanto, foi ridicularizada por seus contemporâneos.[8]

Tabela proposta por Mendeleev em 1869.

O professor de química russo Dmitri Ivanovich Mendeleiev e Julius Lothar Meyer publicaram de forma independente as suas tabelas periódicas em 1869 e 1870, respectivamente. Ambos construíram suas tabelas de forma semelhante: listando os elementos de uma linha ou coluna em ordem de peso atômico e iniciando uma nova linha ou coluna quando as características dos elementos começavam a se repetir.[9] O sucesso da tabela de Mendeleiev surgiu a partir de duas decisões que ele tomou: a primeira foi a de deixar lacunas na tabela quando parecia que o elemento correspondente ainda não tinha sido descoberto.[10] Mendeleiev não fora o primeiro químico a fazê-lo, mas ele deu um passo adiante ao usar as tendências em sua tabela periódica para predizer as propriedades desses elementos em falta, como o gálio e o germânio.[11] A segunda decisão foi ocasionalmente ignorar a ordem sugerida pelos pesos atômicos e alternar elementos adjacentes, tais como o cobalto e o níquel, para melhor classificá-los em famílias químicas. Com o desenvolvimento das teorias de estrutura atômica, tornou-se aparente que Mendeleiev tinha, inadvertidamente, listado os elementos por ordem crescente de número atômico.[12]

Com o desenvolvimento das modernas teorias mecânica quânticas de configuração de elétrons dentro de átomos, ficou evidente que cada linha (ou período) na tabela correspondia ao preenchimento de um nível quântico de elétrons. Na tabela original de Mendeleiev, cada período tinha o mesmo comprimento. No entanto, como os átomos maiores têm sub-níveis, tabelas modernas têm períodos cada vez mais longos na parte de baixo.[13]

Em 1913, através do trabalho do físico inglês Henry G. J. Moseley, que mediu as frequências de linhas espectrais específicas de raios X de um número de 40 elementos contra a carga do núcleo (Z), pôde-se identificar algumas inversões na ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos trabalhos experimentais a ratificar o modelo atômico de Bohr. O trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a química se encontrava na época por desconhecimento: até então os elementos eram ordenados pela massa atômica e não pelo número atômico.[2] [14]

Nos anos que se seguiram após a publicação da tabela periódica de Mendeleiev, as lacunas que ele deixou foram preenchidas quando os químicos descobriram mais elementos químicos. O último elemento de ocorrência natural a ser descoberto foi o frâncio (referido por Mendeleiev como eka-césio) em 1939.[15] A tabela periódica também cresceu com a adição de elementos sintéticos e transurânicos. O primeiro elemento transurânico a ser descoberto foi o netúnio, que foi formado pelo bombardeamento de urânio com nêutrons num ciclotron em 1939.[16]

Estrutura da tabela periódica[editar | editar código-fonte]

Grupo # 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
1 1
H

2
He
2 3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg

13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo

* Lantanídios 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Actinídios 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

Legenda da tabela

Metais Semimetais Não metais Desconhecidos
Metais
alcalinos
2
Metais alcalinoterrosos2 Metal de transição Metais de transição2 Metais representativos Não metais Halogênios3 Gases nobres3
Lantanídios1, 2 Actinídios1, 2

Cor do número atômico: Estado físico (CNTP): preto: sólido verde: líquido vermelho: gás cinza: desconhecido

Cor e estilo da borda indica incidência na natureza: elemento primordial decaimento elemento sintético

A tabela periódica relaciona os elementos em linhas denominadas períodos e colunas chamadas grupos ou famílias, em ordem crescente de seus números atômicos (Z).

Períodos[editar | editar código-fonte]

Os elementos de um mesmo período têm o mesmo número de camadas eletrônicas, que corresponde ao número do período. Os elementos conhecidos até o cobre tem sete períodos, denominados conforme a sequência de letras K-Q, ou também de acordo com o número quântico principal- n.

Os períodos:

1ª Camada K - n = 2

2ª Camada L - n = 8

3ª Camada M - n = 18

4ª Camada N - n = 32

5ª Camada O - n = 32

6ª Camada P - n = 18

7ª Camada Q - n = 8 ou 2

Regra da diagonal ou Princípio de Aufbau [17] [editar | editar código-fonte]

Camada s p d f
1a K s02 n = 02
2a L s02 p06 n = 08
3a M s02 p06 d10 n = 18
4a N s02 p06 d10 f14 n = 32
5a O s02 p06 d10 f14 n = 32
6a P s02 p06 d10 n = 18
7a Q s02 p06 n = 08

Grupos[editar | editar código-fonte]

Antigamente, chamavam-se "famílias". Os elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons na camada de valência (camada mais externa). Assim, os elementos do mesmo grupo possuem comportamento químico semelhante. Existem 18 grupos sendo que o elemento químico hidrogênio é o único que não se enquadra em nenhuma família e está localizado em sua posição apenas por ter número atômico igual a 1, isto é, como tem apenas um elétron na última camada, foi colocado no Grupo 1, mesmo sem ser um metal.Na tabela os grupos são as linhas verticais (de cima para baixo)

Classificações dos elementos[editar | editar código-fonte]

Dentro da tabela periódica, os elementos químicos também podem ser classificados em conjuntos, chamados de séries químicas, de acordo com sua configuração eletrônica:

Além disso, podem ser classificados de acordo com suas propriedades físicas nos grupos a seguir:

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. a b Rouvray, Dennis H.. (Junho 2004). "Elements in the history of the Periodic Table" 28: pp. 69-74. Endeavour. DOI:10.1016/j.endeavour.2004.04.006. ISSN 0160-9327.
  2. a b Tolentino, Mario; ROCHA-FILHO, Romeu C.; CHAGAS, Aécio Pereira. (Fevereiro 1997). "Alguns aspectos históricos da classificação periódica dos elementos químicos" (PDF) 20: pp. 103-117. ISSN 0100-4042.
  3. a b Ball, p. 100
  4. Horvitz, Leslie. Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley, 2002. p. 43. OCLC 50766822 ISBN 978-0-471-23341-1
  5. Ball, p. 101
  6. Newlands, John A. R.. (1864-08-20). "On Relations Among the Equivalents". Chemical News 10: 94–95.
  7. Newlands, John A. R.. (1865-08-18). "On the Law of Octaves". Chemical News 12.
  8. Bryson, Bill. A Short History of Nearly Everything. London: Black Swan, 2004. 141–142 pp. ISBN 9780552151740
  9. Ball, pp. 100–102
  10. Pullman, p. 227
  11. Ball, p. 105
  12. Atkins, p. 87
  13. Ball, p. 111
  14. N.D. Epiotis, D.K. Henze (2003). "Encyclopedia of Physical Science and Technology". (Terceira edição). pp. 671-695. 
  15. Adloff, Jean-Pierre; Kaufman, George B. (2005-09-25). Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element. The Chemical Educator 10 (5). Página acessada em 26-03-2007.
  16. Ball, p. 123
  17. C Moore, Atomic Energy Levels, Vol 1, US Bureau of Standards, 1949

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  1. Atkins, P. W.. The Periodic Kingdom. [S.l.]: HarperCollins Publishers, Inc., 1995. ISBN 0-465-07265-8
  2. Ball, Philip. The Ingredients: A Guided Tour of the Elements. [S.l.]: Oxford University Press, 2002. ISBN 0-19-284100-9
  3. Brown, Theodore L.; LeMay, H. Eugene; Bursten, Bruce E.. Chemistry:The Central Science. 10th ed. [S.l.]: Prentice Hall, 2005. ISBN 0-13-109686-9
  4. Pullman, Bernard. The Atom in the History of Human Thought. [S.l.]: Oxford University Press, 1998. ISBN 0-19-515040-6

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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