1- Uma breve história da tabela periódica
À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos, observou-se semelhanças entre as propriedades físicas e químicas em determinados grupos desses elementos. Procurava-se então uma maneira de selecionar os elementos em conjuntos de propriedades semelhantes.
A primeira classificação realmente útil surgiu em 1869 com base nos trabalhos apresentados por Lothar Meyer e, principalmente, Dmitri Mendeleyev. O grande cientista russo Mendeleyev propôs a disposição dos elementos em ordem crescente de massa atômica e colocou-os em grupos ou famílias de tal modo que cada grupo apresentasse elementos com propriedades química semelhantes. Um dos méritos desta classificação foi a previsão da existência de alguns elementos. Mendeleyev organizou sua classificação para 60 elementos existentes na época e ficavam alguns "buracos", os quais seriam preenchidos com elementos descobertos posteriormente. Assim, Mendeleyev pôde prever algumas propriedades desses elementos desconhecidos.
A classificação de Mendeleyev, no entanto, apresentava alguns problemas. Por exemplo, o cobalto e o níquel ficariam em posições contrárias às atuais, se fossem colocados em ordem crescente de massa atômica. Mendeleyev inclusive afirmou que outro critério de classificação ainda iria ser criado para sanar essas falhas. Com efeito, em 1913, Moseley lançou o conceito de número atômico e a tabela de Mendeleyev foi reorganizada. Os elementos foram dispostos em ordem crescente de número atômico e então praticamente chegou-se à tabela atual.
2- A classificação atual dos elementos
A atual tabela periódica dos elementos é dividida em grupos e períodos. Cada coluna vertical é denominada grupo ou família e cada fila horizontal é denominada período. Os grupos são divididos em A e B. Os grupos A são enumerados de IA até VIIA, mais o grupo 0. Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos representativos, cujo subnível de maior energia de seus átomos é s ou p. Os grupos B são enumerados de IB até VIIIB. Os elementos destes grupos são chamados elementos de transição, e o subnível de maior energia de seus átomos é d. A IUPAC, no entanto, recomenda atualmente, a numeração dos grupos em algarismos arábicos de 1 a 18, da esquerda para a direita. Os períodos são enumerados de 1 a 7 e as duas fileiras localizadas à parte da tabela são os elementos actinóides e lantanóides, que constituem os elementos de transição interna, cujo subnível mais energético de seus átomos é f. Veja mais informações na seção Tabela Periódica.
O período em que um elemento está localizado indica o número de subníveis do elemento. Assim, por exemplo, o fósforo está localizado no 3o período, logo, tem 3 camadas ou níveis de energia. Nas famílias A (representativos) e nos grupos IB e IIB, o número da coluna indica o número de elétrons da camada de valência do elemento. Assim, o oxigênio, por exemplo, que está no grupo 6A, apresenta 6 elétrons na última camada.
3- As configurações eletrônicas
Na tabela periódica os átomos são organizados na ordem crescente de seus números atômicos. A periodicidade nas propriedades dos elementos é resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos. Pode-se dizer que cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada, mais externa, denominada camada de valência . Os elétrons da camada de valência são grandemente, embora não exclusivamente, responsáveis pela maneira dos átomos se combinarem entre si. Quando oito elétrons estão presentes na camada de valência, sua configuração é ns2 np6 e o elemento é um gás nobre. Esta é uma configuração estável e os gases nobres têm pouca tendência a reagir. A configuração ns2 np6 é chamada octeto , porque consiste em um total de oito elétrons, e a generalização desta configuração de especial estabilidade é conhecida como regra do octeto . Muitos elementos adquirem estabilidade através do octeto.
4- O raio atômico
O raio de um átomo nos informa o seu "tamanho", isto é, o volume atômico, e não é uma coisa fácil de ser calculada. Não por dificuldades devido às técnicas experimentais, mas à interpretação dos resultados. Por exemplo, na molécula de H2, o raio covalente (distância entre os núcleos de dois átomos ligados) é de 0,074 nm (0,034 nm por átomo). No diamante, a distância de ligação entre dois átomos de carbono é de 0,154 nm (0,077 nm por átomo). No entanto, na molécula de CH4 , a distância entre um átomo de carbono e um átomo de hidrogênio, que supostamente seria dada por 0,034 nm + 0,077 nm, ou seja, 0,114 nm, é de 0,110 nm. Os métodos empregados são bem precisos e a discrepância de 0,004 nm não pode ser desprezada. Isso nos mostra que o raio efetivo do átomo não é constante. A contribuição de cada átomo na distância de ligação total depende da natureza da ligação, que por sua vez, depende, em parte, das propriedades dos átomos.
Apesar das dificuldades, é possível reunir um conjunto de dados de raios atômicos aproximados obtidos de medidas de distâncias interatômicas. Os resultados demonstram uma variação periódica dos raios atômicos em função do número atômico. O raio atômico decresce ao longo do período e abaixo dos grupos. Isso se deve ao fato de que ao longo de um período o número atômico aumenta, isto é, o núcleo contém mais prótons, o que aumenta a carga nuclear. Isso provoca um aumento na força de atração exercida sobre os elétrons, aproximando-os do núcleo. Como resultado, o raio atômico diminui.
É interessante notar que, na série dos elementos de transição, o decréscimo do raio atômico é moderado em relação à dos representativos. A estruturação da configuração eletrônica dos elementos de transição é caracterizada pelo aumento gradual de elétrons na segunda camada externa (n -1)d , e não na camada de valência, n. Uma vez que os elétrons são colocados entre o núcleo e a camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Esse efeito, chamado de efeito de blindagem, reduz a carga nuclear efetiva, mantendo os elétrons de valência do átomo. Portanto, o raio atômico ao longo das séries dos elementos de transição não decresce tão rapidamente como nas dos representativos.
No final da série dos elementos de transição, a subcamada (n -1)d se aproxima de sua população máxima, 10 elétrons, aumentando o efeito de blindagem; consequentemente, as repulsões inter-eletrônicas entre a camada (n -1)d e a camada de valência compensam quase completamente o aumento na carga nuclear, acarretando um menor aumento no tamanho do raio, principalmente na séries dos elementos de transição interna, onde a subcamada (n -2)f , que é preenchida ao longo do período, comporta um grande número de elétrons (14, no máximo). Num mesmo grupo, o raio atômico aumenta e, nos elementos representativos, esse aumento é bastante pronunciado. A carga nuclear é crescente no grupo, e o núcleo tende a atrair mais fortemente os elétrons, porém, o número de camadas eletrônicas também é crescente. Portanto, as repulsões inter-eletrônicas compensam essa atração nuclear, aumentando o raio atômico.
5- O raio iônico
Um caso interessante que devemos denotar em relação ao raio de um átomo é a alteração no tamanho deste quando o átomo se transforma em um íon. O raio de um íon é chamado raio iônico . Quando comparamos um átomo neutro com seu íon, a carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante, pois o número atômico não se altera. Porém, como o número de elétrons em um íon é sempre diferente do número de elétrons do átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio atômico decorrente dessa situação. Por exemplo, um átomo de sódio, cuja configuração é 1s2 2s2 2p6 3s1, quando perde seu elétron 3s , logicamente, perde também a terceira camada, o que leva à redução do raio. Além disso, o menor número de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica, contribuindo para a redução do raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que o átomo neutro que o originou.
Por outro lado, o cloro, por exemplo, cuja configuração é 1s2 2s2 2p5 , quando recebe um elétron, aumenta seu número de elétrons e, consequentemente, as repulsões inter-eletrônicas na sua camada 2p . Isso contribui para uma expansão da nuvem eletrônica, que aumenta o raio iônico. Portanto, um ânion é sempre maior do que o átomo neutro que o originou. É importante ressaltar que só se deve fazer comparações entre íons isoeletrônicos ou entre um íon e seu átomo neutro. Outras comparações não teriam sentido.
6- Raio covalente e raio de Van der Waals
Além do raio atômico e do raio iônico, podemos ainda falar em raio covalente e raio de Van der Waals. O raio atômico corresponde ao raio do átomo em seu estado neutro, ou seja, sem se combinar; o raio iônico corresponde ao raio de um íon, ou seja, do átomo que forma uma ligação iônica; logicamente, o raio covalente, corresponde ao raio de um átomo que forma uma ligação covalente. O raio covalente é menor que o raio iônico, devido ao fato de o átomo não receber elétrons, mas compartilhar, fazendo com que a expansão da nuvem eletrônica seja menos intensa, já que o elétron não pertence somente a um átomo.
Para exemplificar o conceito de raio de Van der Waals vamos imaginar uma substância diatômica no estado sólido. Nesse estado as moléculas "encostam-se" umas às outras. Podemos esquematizar as moléculas desenhando átomos com raios aparentes. Então tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada uma da outra.
Veja que o raio de Van der Waals, portanto, corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos da substância que se encostam e pertencem a moléculas diferentes. Trata-se de uma distância intermolecular.
7- A energia de ionização
Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron pode se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo, originando um íon positivo (cátion). O elétron mais facilmente removível é aquele que possui maior energia (último a ser distribuído segundo as regras de Hund), e está menos atraído pelo núcleo. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental. Uma vez que um átomo isolado está livre da influência de átomos vizinhos, o termo implica um átomo no estado gasoso. No caso de íons com mais de um elétron removível dizemos que a energia necessária para remover o primeiro elétron é a primeira energia de ionização . Para o segundo elétron, a segunda energia de ionização , e assim por diante. A energia de ionização geralmente é dada em kJ / mol (quilojoules por mol).
A energia de ionização também é uma propriedade periódica, e varia com o número atômico. Em geral, quanto maior a carga nuclear do elemento, maior a atração dos elétrons pelo núcleo, e mais difícil é a sua ionização. Portanto, a energia de ionização tende a aumentar através do período. Contudo, existem casos que fogem a essa regra. O boro, por exemplo, tem energia de ionização menor do que a do berílio. O mesmo vale para o oxigênio comparado com o nitrogênio. Estas irregularidades podem ser explicadas da seguinte maneira: no boro, o elétron a ser removido está no orbital 2p, enquanto que no berílio está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz à menor energia de ionização do boro, mesmo com maior carga nuclear. Além disso, os elétrons 2s do boro podem blindar parte dessa carga do seu elétron 2p.
No caso do oxigênio, a primeira energia de ionização é mais baixa do que o esperado, porque o elétron é removido de um orbital 2p que contém um segundo elétron. Dois elétrons ocupando um mesmo orbital repelem-se com maior intensidade do que se estivessem em orbitais diferentes. A repulsão inter-eletrônica facilita a remoção do elétron. No átomo de nitrogênio não há tal repulsão. Irregularidades análogas às encontradas no boro e no oxigênio são igualmente explicáveis nos demais períodos sucessivos.
8- A afinidade eletrônica
Um átomo pode receber um elétron, tornando-se um íon negativo (ânion). Esse processo é normalmente acompanhado por uma liberação de energia e tal energia mede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. A afinidade eletrônica de um átomo é definida como a quantidade de energia envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um ânion. Como a energia é liberada, a quantidade de energia para o processo é negativa (das convenções termoquímicas). Portanto, quanto mais negativo for o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo receber o elétron. Isso, porém, não impede que alguns elementos tenham afinidade eletrônica positiva, o que indica uma baixíssima tendência a receber elétrons. É o caso do berílio e do magnésio.
As afinidades eletrônicas, em geral, têm valores menos negativos ao longo de um grupo (descendo), porque a camada de valência está progressivamente mais distante do núcleo, e a blindagem da camada interna é efetiva na compensação do aumento da carga nuclear. Como a energia de ionização, a afinidade eletrônica também é expressa em kJ / mol.
Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. Esta atração é medida por uma quantidade chamada eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento da carga nuclear. Essa tendência é geralmente uniforme entre os elementos representativos. Através de uma série de transição, a eletronegatividade apresenta algumas irregularidades na crescimento da esquerda para a direita, resultantes da variação na efetividade do efeito de blindagem.
Indo para baixo num grupo, a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem compensa amplamente o aumento da carga nuclear. Assim, os elementos com maior eletronegatividade são os ametais à direita, particularmente os da parte superior diretia da tabela periódica. Os elementos com as mais baixas eletronegatividades são os metais, particularmente os que se encontram na parte inferior esquerda da tabela periódica.
Veja abaixo um esquema geral da variação das propriedades periódicas na tabela:
Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999