Tabela periódica

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Periodic table pt.svg

A tabela periódica é uma disposição sistemática dos elementos químicos ordenados por seus números atômicos (número de prótons, configuração eletrônica, e recorrência das propriedades periódicas. Este ordenamento mostra tendências periódicas , tais como elementos com comportamentos similares na mesma coluna. Também mostra quatro blocos retangulares com propriedades químicas similares. Em geral, dentro de uma linha (período) os elementos são metálicos na esquerda e não-metálicos na direita.

As linhas da tabela são denominadas períodos; as colunas são denominadas grupos. Seis grupos têm nomes específicos além de uma numeração: por exemplo o grupo 17 são os halogênios; e o grupo 18 são os gases nobres. A tabela periódica pode ser usada para deduzir as relações entre as propriedades dos elementos, e predizer as propriedades dos novos elementos ainda não descobertos ou sintetizados. A tabela fornece uma estrutura útil para analisar o comportamento químico, e é amplamente utilizada na química e em outras ciências.

O químico Dmitri Mendeleev publicou em 1869 a primeira versão amplamente reconhecida da tabela. Seu trabalho no desenvolvimento da tabela demonstra as tendências periódicas dos elementos até então conhecidos e também prediz algumas propriedades dos elementos ainda não descobertos que iriam preencher espaços vazios em sua tabela. A maioria de suas previsões se mostrou correta quando os elementos em questão foram descobertos posteriormente. Desde então a tabela de Mendeleev tem sido expandida e refinada com a descoberta ou sínteses de novos elementos e o desenvolvimento de modelos teóricos para explicar o comportamento químico.

Todos os elementos do número atômico 1 (hidrogênio) ao 118 (Ununóctio) foram descobertos ou sintetizados, sendo as adições mais recentes (elementos 113, 115, 117 e 118) confirmadas pela IUPAC em dezembro de 2015.[1] Os primeiros 94 elementos existem naturalmente, embora alguns sejam encontrados somente em quantidades de trações e foram sintetizados em laboratório antes de serem encontrados na natureza..[notas 1] Elementos com o número atômico de 95 ao 118 foram somente sintetizados em laboratório ou reatores nucleares.[2] Têm sido buscada a síntese de elementos com números atômicos maiores. Vários elementos radionuclídeos sintéticos ou que ocorrem naturalmente também têm sido produzidos em laboratórios.

Visão geral[editar | editar código-fonte]

Cada elemento químico tem um número atômico único (Z) representando o número de prótons em seu núcleo atômico[notas 2] A maioria dos elementos tem um número diferente de nêutrons entre átomos diferentes, com estas variações sendo referidas como isótopos. Por exemplo, o carbono tem três isótopos naturais: todos têm seis prótons e a maior parte dos átomos existentes do elemento têm seis nêutrons, mas aproximadamente um porcento tem sete nêutrons e uma pequena fração tem oito nêutrons. Os isótopos não são separados na tabela periódica; eles são agrupados sob um único elemento. Elementos sem isótopos estáveis têm a massa atômica de seus isótopos mais estáveis, onde tais massas são mostradas entre parênteses.[3]

Na tabela periódica padrão, os elementos estão listados em ordem crescente do número atômico (o número de prótons no núcleo atômico). Uma nova linha (período) é iniciada quando uma nova camada eletrônica tem o seu primeiro elétron. Colunas (grupo) são determinadas pela configuração eletrônica do átomo; elementos com o mesmo número de elétrons em um subcamada estão na mesma coluna (e.g. oxigênio e selênio são da mesma coluna porque ambos têm quatro elétrons na camada p mais externa). Elementos com propriedades químicas semelhantes normalmente caem no mesmo grupo da tabela periódica, embora no bloco f, e para alguns do bloco d, os elementos no mesmo período também tendem a ter propriedades similares. Assim, é relativamente fácil predizer as propriedades químicas de um elementos se são conhecidas as propriedades dos elementos à sua volta.[4]

Até 2016, a tabela periódica contém 118 elementos confirmados, do elemento 1 (hidrogênio) até o 118 (ununoctium). Os elementos 113, 115, 117 e 118 foram confirmados oficialmente pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) em dezembro de 2015. Os nomes propostos, nihônio (Nh), moscóvio (Mc), tennessino (Ts) e oganessono (Og) respectivamente, foram anunciados pela IUPAC em junho de 2016.[5] [6] [7] Estes nomes não serão aprovados formalmente até o final da consulta pública de cinco meses que termina em novembro de 2016.[8] Até lá, eles são identificados formalmente pelo seu número atômico (e.g., "elemento 113"), ou pelo seu nome sistemático provisório ("unúntrio", symbol "Uut").[9]

Os primeiros 94 elementos ocorrem naturalmente; os 24 remanescentes, do Amerício ao Ununóctio (95-118) ocorrem apenas quando sintetizados em laboratórios. Dos 94 elementos que ocorrem naturalmente, 84 são elementos primordiais e 10 ocorrem somente a partir do decaimento radioativo dos elementos primordiais.[2] Nenhum elemento mais pesado que o Einstênio (elemento 99) foi observado em quantidades macroscópicas na forma pura, e nem o Astatino (elemento 85); o Frâncio (elemento 87) foi somente fotografado na forma de luz emitida em quantidades microscópicas (300.000 átomos).[10]

História[editar | editar código-fonte]

Ver artigo principal: História da tabela periódica
Parafuso telúrico de De Chancourtois.

Em 1789, Antoine Lavoisier publicou uma lista de 33 elementos químicos. Embora Lavoisier tenha agrupado os elementos em substâncias simples, metálicas, não metálicas e salificáveis ou terrosas,[11] [12] 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.[13] Isso ficou conhecido como a lei das tríades.[14] 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.[11] [13]

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.[15] 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.[16] [17] Esta lei das oitavas, no entanto, foi ridicularizada por seus contemporâneos.[18]

Tabela proposta por Mendeleiev 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.[19] 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.[20] 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.[21] 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.[22]

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 subníveis, tabelas modernas têm períodos cada vez mais longos na parte de baixo.[23]

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.[12] [24]

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.[25] 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.[26]

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).

Grupo[editar | editar código-fonte]

Ver também: Grupo (química)

Um grupo ou família é uma coluna vertical na tabela periódica. Os grupos normalmente têm mais tendências periódicas significativas do que os períodos ou blocos, explicados abaixo. A teoria da mecânica quântica moderna da estrutura atômica explica a tendência no grupo pela proposição que elementos dentro do mesmo grupo normalmente têm a mesma configuração eletrônica em sua camada de valência.[27] Consequentemente, elementos do mesmo grupo tendem a ter uma química compartilhada e exibir uma clara tendência em suas propriedades com o aumento do número atômico.[28] Entretanto, em algumas partes da tabela periódica, tais como no bloco d e bloco f, as similaridades horizontais podem ser tão importantes quanto, ou mais pronunciadas do que, as similaridades verticais.[29] [30] [31]

Sob a convenção internacional de nomenclatura, os grupos são numerados de 1 a 18 a partir da coluna à esquerda (os metais alcalinos) para à direita (os gases nobres).[32] Alguns dos grupos possuem nomes triviais não sistemáticos, conforme na tabela abaixo, embora raramente sejam utilizados. Os grupos do 3 ao 10 não possuem nomes triviais e são referidos simplesmente pelo número do grupo ou pelo nome do primeiro elemento do grupo (e.g. grupo do Escândio para os elementos do Grupo 3, uma vez que eles mostram menos similaridades e/ou tendências verticais.[32]

Elementos no mesmo grupo tendem a mostrar padrões no raio atômico, energia de ionização e eletronegatividade. Do topo para baixo, o raio atômico dos elementos aumenta. Uma vez que existem mais níveis energéticos preenchidos, a camada de valência eletrônica está mais afastada do núcleo. A partir do topo, cada elemento tem uma energia de ionização menor porque é mais fácil remover um elétron pois estão conectados com menos firmeza. De modo similar, a partir do topo, um grupo tem a eletronegatividade menor devido ao aumento da distância entre os elétrons de valência e o núcleo.[33] Porém, existem exceções nestas tendências como por exemplo nos elementos do Grupo 11 no qual a eletronegatividade aumenta a partir do topo dentro do grupo.[34]

Períodos[editar | editar código-fonte]

Ver também: Período (química)

Um período é uma linha horizontal da tabela periódica. Embora os grupos tenham propriedades periódicas mais significativas, existem regiões onde a tendência horizontal é mais significativa do que a vertical, tais como no bloco f, onde os lantanídeos e actinídeos formam duas séries de grupos de elementos horizontais substanciais.[35]

Os elementos no mesmo período apresentam tendências no raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica e eletronegatividade. Da esquerda para a direita, através do período, o raio atômico normalmente diminui. Isto acontece porque a cada elemento é adicionado um próton e um elétron, o que trás o elétron para mais perto do núcleo.[36] Esta diminuição do raio atômico também provoca o aumento da energia de ionização quando movendo da esquerda para a direita no período. Quanto mais firmemente conectado aos seus elétrons, mais energia é necessária para removê-los. A eletronegatividade aumenta da mesma maneira que a energia de ionização por causa da atração exercida nos elétrons pelo núcleo.[33] A afinidade eletrônica também possui uma leve tendência ao longo do período. Os metais à esquerda no período normalmente possuem uma afinidade eletrônica menor que os não metais à direita no período, com exceção dos gases nobres.[37]

Blocos[editar | editar código-fonte]

Da esquerda para a direita: Os blocos s, f, d e p na tabela periódica

Regiões específicas da tabela periódica podem ser referidas como blocos em reconhecimento da sequência na qual as camadas eletrônicas dos elementos são preenchidas. Cada bloco é nomeado de acordo com a subcamada no qual o local fictício do "último" elétron.[38] [notas 3] O bloco s compreende os dois primeiros grupos (metais alcalinos e alcalinos terrosos) assim como o hidrogênio e o hélio. O bloco p comprrende os últimos seis grupos, que são os grupos 13 ao 18 na numeração da IUPAC e contém, entre outros elemento, todos os metalóides. O bloco d compreende os grupos 3 ao 12 e contém todos os metais de transição. O bloco f, às vezes mostrado abaixo do resto da tabela, não tem numeração de grupo e comprrende os lantanídeos e actinídeos.[39]

Metais, metalóides e ametais[editar | editar código-fonte]

De acordo com as propriedades físicas e químicas, os elementos podem ser classificados em três categorias maiores de metais, metalóides e ametais. Os metais são geralmente brilhantes, sólidos altamente condutores que formam ligas com um ou outro sal como compostos iônicos com ametais (exceto os gases nobres). A maioria dos ametais são coloridos e gases isolantes incolores; ametais que formam compostos com outros ametais apresentam ligações covalentes. Entre metais e não metais estão os metalóides, que possuem propriedades mistas ou intermediárias.[40]

O metal e ametal pode ser ainda classificado em subcategorias que demonstram uma graduação da propriedade metálica para a não-metálica, quando indo da esquerda para a direita no período. Os metais são subdivididos em metais alcalinos, metais alcalinos terrosos, lantanídeos e actinídeos, através dos metais de transição, e terminando nos metais pós transição que são fracos quimicamente e fisicamente. Os ametais são simplesmente divididos nos ametais poliatômicos, que são essencialmente os ametais; e os gases nobres monoatômicos, que são não-metais e praticamente inertes. Também são conhecidos grupos especializados tais como, por exemplo, os metais refratários e os metais nobres que são subconjuntos dos metais de transição[41] e são ocasionalmente destacados.[42]

A alocação dos elementos em categorias ou subcategorias baseada nas propriedades compartilhadas é imperfeita. Existe um espectro de propriedades dentro de cada categoria e não é difícil encontrar sobreposições nos limites, conforme acontece com a maioria dos esquemas de classificação.[43] O berílio, por exemplo, é classificado como um alcalino terroso embora sua química anfotérica e tendência a formar compostos covalentes seja característica dos metais pós-transição. O radônio ainda é classificado como um ametal e gás nobre embora possua química catiônica que é uma característica metálica. São possíveis outros esquemas de classificação tais como a divisão dos elementos nas categorias de ocorrência mineralógica ou nas estruturas cristalinas. A categorização dos elementos desta maneira iniciou em 1869 quando Hinrichs[44] escreveu que uma simples linha de limite poderia ser desenhada na tabela periódica para mostrar elementos que tem propriedades similares tais como os metais e ametais, ou os elementos gasosos.

Propriedades periódicas[editar | editar código-fonte]

Configuração eletrônica[editar | editar código-fonte]

Ordem aproximada em que as camadas e subcamadas são arranjadas pelo nível de energia de acordo com o princípio de Aufbau

A configuração eletrônica ou organização dos elétrons orbitando átomos neutros mostra um padrão recorrente ou periodicidade. Os elétrons ocupam uma série de níveis eletrônicos (numerados nível 1, nível 2, e assim em diante). Cada nível consiste de uma ou mais subníveis (nomeados s, p, d, f e g). Conforme o número atômico aumenta, os elétrons progressivamente ocupam estes níves e subníveis de acordo com o princípio de Aufbau ou regra de ordenamento energético, conforme demonstrado no diagrama. A configuração eletrônica para o neônio, por exemplo, é 1s² 2s² 2p6. Com o número atômico de dez, o neônio tem dois elétrons no primeiro nível e oito no segundo nível—dois ocupam o subnível s e seis o subnível p. Em termos de tabela periódica, a primeira vez que um elétron ocupa um novo nível corresponde ao início de um novo período, estas posições sendo ocupadas pelo hidrogênio e os metais alcalinos.[45] [46]

Propriedades da tabela periódica (as setas indicam aumento)

Uma vez que as propriedades de um elementos são na maioria das vezes determinada pela configuração eletrônica, da mesma forma as propriedades dos elementos mostram um padrão recorrente ou periódico com alguns mostrados no diagrama abaixo para o raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica. Foi esta periodicidade das propriedades, manifestação que foi bem observada antes da teoria atual ser estabelecida, que levou a formulação da lei periódica (as propriedades dos elementos recorrem em intervalos variados) e a formulação das primeiras tabelas periódicas.[45] [46]

Raio atômico[editar | editar código-fonte]

Ver também: Raio atômico
Número atômico plotado contra o raio atômicos[notas 4]

O raio atômico varia de um modo previsível e explicável através da tabela periódica. Por exemplo, o raio geralmente diminui ao longo de cada período da tabela, a partir dos metais alcalinos para os gases nobres; e aumenta dentro do grupo de cima para baixo. O raio aumenta significativamente entre o gás nobre no fim de cada período e o metal alcalino no período seguinte. Esta propriedade (e de várias outras propriedades físicas e químicas dos elementos) pode ser explicada pela teoria da configuração eletrônica do átomo; elas fornecem evidências importantes para o desenvolvimento e confirmação da teoria quântica.[47]

Os elétrons no subnível 4f, que são progressivamente preenchidos a partir do Cério (elemento 58) até o Itérbio (elemento 70), não são efetivo na blindagem do aumento da carga nuclear para os subníveis posteriores. Os elementos subsequentes aos lantanídeos têm raio atômico que são menores do que o esperado e são quase idênticos ao raio atômico do elemento imediatamente acima destes.[48] Deste modo o Háfnio tem praticamente o raio atômico (e química) do zircônio, e o tântalo do nióbio e assim por diante. Este fenômeno é conhecido como contração dos lantanídeos. O efeito desta contração é visível até a platina (elemento 78), no qual após este é mascarado por efeitos relativísticos conhecidos como o efeito do par inerte.[49] A contração do bloco d, que é um efeito similar entre o bloco d e p, é menos pronunciado do que a contração dos lantanídeos mas ocorre pelo mesmo motivo.[48]

Energia de ionização[editar | editar código-fonte]

Energia de ionização: cada período começa com um valor mínimo para os alcalinos terrosos e termina com um máximo para os gases nobres

A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron do átomo, a segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um segundo elétron, e assim por diante. Para um dado átomo, a energia de ionização aumenta com o nível de remoção de elétrons. Para o magnésio, por exemplo, a primeira energia é de 738 kJ/mol e a segunda de 1450 kJ/mol. Elétrons com orbitais mais próximos experimentam uma atração da força eletrostática maior, portanto é necessário mais energia para serem removidos. A Ionização fica ainda maior na parte superior à direita da tabela periódica.[49]

Saltos grandes na sucessão de energia de ionização molar ocorrem quando removendo um elétron numa configuração completa de nível eletrônico (gás nobre). Novamente, para o magnésio, para as duas primeiras energias de ionização dadas acima correspondem a remoção de dois elétrons 3s, e a terceira energia é de 7730 kJ/mol que é muito superior pois remove um elétron do orbital 2p que tem configuração similar ao do neon para o Mg2+. Saltos similares correm em energias de ionização de átomos no terceiro período.[49]

Eletronegatividade[editar | editar código-fonte]

Ver também: Eletronegatividade
Gráfico mostrando o aumento da eletronegatividade com o número crescent de grupos

A eletronegatividade é a tendência de um átomo de atrair um elétron.[50] Proposta inicialmente por Linus Pauling em 1932, é afetada tanto pelo número atômico quanto pela distância entre os elétrons de valência e o núcleo.[51] Em geral, ela aumenta da esquerda para direita ao longo do período, e de baixo para cima no grupo. Portanto, o flúor é o elemento mais eletronegativo,[notas 5] enquanto o césio é o com menor valor, pelo menos entre os elementos com dados substanciais.[34]

Existem algumas exceções para esta regra geral. O gálio e o germânio têm eletronegatividades superiores ao alumínio e silício, respectivamente, devido a contração do bloco d. Elementos do quarto período imediatamente após a primeira linha dos metais de transição têm um raio atômico surpreendemente pequeno porque os elétrons 3d não são efetivos na blindagem do aumento da carga nuclear, e volumes atômicos menores implicam em uma eletronegatividade superior.[34] O chumbo tem uma eletronegatividade superior anômala, particularmente quando comparado com o tálio e o bismuto, que parece ser um artifício da seleção de dados e métodos de cálculo disponível ao invés do método de Pauling de mostrar a tendência periódica destes elementos.[52]

Afinidade eletrônica[editar | editar código-fonte]

Dependência da afinidade eletrônica pelo número atômico.[53] Os valores geralmente aumentam nos grupos, a partir da esquerda e culminando nos halogênios e após e reduzindo drasticamente com os gases nobres. Exemplos de picos localizados vistos no hidrogênio, os metais alcalinos e elementos do grupo 11 são causados pela tendência de completar o subnível s (com o subnível 6s do ouro sendo após estabilizado por efeitos relativ´siticos e a presença de um subnível 4f preenchido. Exemplos de picos localizados nos metais alcalinos terrosos, nitrogênio, fósforo, manganês e rênio são causados pelos subníveis s, ou os semi-preenchidos subníveis p ou d.[54]

A afinidade eletrônica de um átomo é a quantidade de energia liberada quando um elétron é adicionado a forma neutra do átomo para formar um íon negativo. Embora a afinidade eletrônica varie consideravelmente, existem alguns padrões periódicos. Geralmente, ametais têm valores de afinidade eletrônica positivos superiores aos dos metais. O cloro atrai com mais força o elétron extra, e os gases nobres não tiveram seus dados mensurados de forma conclusiva portanto podem ter ou não um valor levemente negativo.[55]

A afinidade eletrônica geralmente aumenta dentro de um período. Isto é causado pelo preenchimento do camada de valência do átomo; um átomo do grupo 17 libera mais energia do que um do grupo 1 ao ganhar um elétron porque preenche esta camada e então se torna mais estável.[55]

Dentro do grupo, a afinidade eletrônica diminui com o aumento do número de períodos. O elétron extra estaria entrando em um orbital mais afastado do núcleo e como tal seria menos atraído pelo núcleo liberando menos energia quando adicionado. Todavia, com o aumento do número do período, aproximadamente um terço dos elementos são anômalos, com os elementos mais pesados tendo uma afinidade eletrônica maior que os congêneres mais leves. Isto se deve a blindagem ineficiente dos elétrons nos níveis d e f. Uma diminuição uniforme da afinidade eletrônica só é aplicável aos átomos do grupo 1.[56]

Característica metálica[editar | editar código-fonte]

Quanto menor os valores de energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica, maior a característica metálica do elemento. De modo contrário, a característica não-metálica aumenta com os valores destas propriedades.[57] Dada a tendência periódica destas propriedades, a característica metálica tende a diminuir ao longo do período e, com algumas irregularidades devido ao fraco efeito de blingdagem dos elétrons f e d e efeitos relativísticos,[58] tende a aumentar ao longo do grupo (ou coluna ou família). Deste modo, os elementos mais metálicos (tais como o césio e o frâncio) são encontrados na parte de baixo à esquerda de uma tabela periódica tradicional e os elementos mais ametálicos (oxigênio, flúor e cloro no topo à direita. A combinação das tendências horizontais e verticais na característica metálica explica o formato em escada da linha dividindo os metais e ametais que é encontrada em algumas tabelas, e a prática de categorizar vários elementos adjacentes nesta linha, ou elementos adjacentes a estes elementos como metaloides.[59] [60]

Ver também[editar | editar código-fonte]

Notas

  1. Os elementos descobertos inicialmente por síntese e posteriormente na natureza são o Tecnécio (Z=43), Promécio (61), Astatino (85), Netúnio (93) e o Plutônio (94).
  2. Um elemento zero (i.e. uma substância composta puramente de nêutrons), está incluído em algumas representações alternativas como, por exemplo, na galáxia química.
  3. Existe uma inconsistência e algumas irregularidades nesta convenção. Assim, o hélio é mostrando no bloco p ao invés do bloco s, e (por exemplo) a subcamada d no bloco d é na verdade preenchida quando o grupo 11 é alcançado, ao invés do grupo 12.
  4. Os gases nobres, astatino, frâncio e todos os elementos mais pesados que o Amerício foram deixados de fora uma vez que não há dados disponíveis para eles.
  5. Enquanto o flúor é o elemento mais eletronegativo na escala de Pauling, o neônio é o mais eletronegativo em outras escalas, tais como na escala de Allen.

Referências

  1. «Chemistry: Four elements added to periodic table». BBC News. 
  2. a b Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements New ed. (New York, NY: Oxford University Press). ISBN 978-0-19-960563-7. 
  3. Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27
  4. Gray, p. 6
  5. CNN, Ashley Strickland. «New elements on the periodic table are named». CNN. Consultado em 2016-06-11. 
  6. «Discovery and assignment of elements with atomic numbers 113, 115, 117 and 118». International Union of Pure and Applied Chemistry. 2015-12-30. 
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Bibliografia[editar | editar código-fonte]

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