A Tabela Periódica

A organização da Tabela Periódica é uma das realizações mais notáveis e úteis da química porque ajuda a organizar o que, do contrário, seria um arranjo confuso de propriedades dos elementos. O fato de que a estrutura da Tabela corresponde à estrutura eletrônica dos átomos, entretanto, era desconhecido de seus descobridores. A Tabela Periódica foi desenvolvida exclusivamente a partir das propriedades físicas e químicas dos elementos.

Em 1869, dois cientistas, o alemão Lothar Meyer e o russo Dmitri Mendeleev, descobriram, cada um em seu próprio laboratório, que os elementos, quando arranjados na ordem crescente das massas atômicas, se agrupavam em famílias com propriedades semelhantes. Mendeleev chamou essa observação de lei periódica. Contudo, um dos problemas com a Tabela de Mendeleev era que alguns elementos pareciam fora de lugar. Por exemplo, quando o argônio foi isolado, sua massa aparentemente não correspondia à sua posição na Tabela. O seu peso atômico de $\pu{40}$ (isto é, sua massa molar de $\pu{40 g.mol-1}$) é quase igual ao do cálcio, mas o argônio é um gás inerte e o cálcio é um metal reativo. Essas anomalias levaram os cientistas a questionar o uso do peso atômico como base de organização dos elementos.

No começo do século XX, Henry Moseley examinou os espectros de raios X dos elementos produzidos no bombardeamento de uma amostra com um feixe de elétrons. Ele percebeu que era possível estimar o número atômico com base na relação entre as frequências dos raios X e a carga nuclear e, portanto, o valor de $Z$. Os cientistas da época não demoraram a perceber que os elementos têm a organização uniformemente repetida da Tabela Periódica se forem organizados pelo número atômico e não pela massa atômica.

A organização dos elementos

Descobriu-se que, ao serem listados na ordem crescente do número atômico e arranjados em linhas contendo um certo número deles, os elementos formam famílias cujas propriedades têm tendências regulares. O arranjo dos elementos que mostra as relações entre famílias constitui a Tabela Periódica.

As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas de grupos. Esses grupos identificam as principais famílias dos elementos. As colunas mais altas (Grupos 1, 2 e 13 até 18) são os grupos principais da Tabela. As linhas horizontais formam os períodos e são numeradas de cima para baixo. As quatro regiões retangulares da Tabela constituem blocos e, por razões relacionadas com a estrutura atômica, são também chamados de s, p, d e f. Os membros do bloco d, exceto os do Grupo 12 (o grupo do zinco), são os metais de transição. O nome indica que eles têm caráter de passagem entre os metais altamente reativos do bloco s e os menos reativos do bloco p. Os membros do bloco f, que aparecem na parte inferior da tabela principal (para economizar espaço), são os metais de transição internos. A linha superior desse bloco, começando pelo lantânio (elemento 57), do Período 6, inclui os lantanoides (conhecidos tradicionalmente como lantanídeos), e a linha inferior, começando actínio (elemento 89), do Período 7, abarca os actinoides (conhecidos mais comumente como actinídeos). Alguns grupos principais têm nomes especiais:

• Grupo 1: os metais alcalinos.
• Grupo 2: os metais alcalinos-terrosos (mais precisamente o cálcio, o estrôncio e o bário).
• Grupo 17: os halogênios.
• Grupo 18: os gases nobres.

No topo da Tabela Periódica, isolado, está o hidrogênio. Algumas versões da Tabela colocam o hidrogênio no Grupo 1; outras, no Grupo 17; e outras, ainda, em ambos os grupos.

Os metais são, em sua maioria, sólidos. Somente dois elementos (mercúrio e bromo) são líquidos nas temperaturas comuns e somente 11 são gases. Os elementos são classificados como metais, não metais e metaloides:

• Um metal conduz eletricidade, tem brilho, é maleável e dúctil.
• Um não metal não conduz eletricidade e não é maleável nem dúctil.
• Um metaloide tem a aparência e algumas propriedades de metal, mas se comporta quimicamente como um não metal, dependendo das condições.

Uma substância maleável pode ser martelada até transformar-se em folhas finas, como o cobre. Uma substância dúctil pode ser alongada em fios. Muitos não metais são quebradiços e se partem quando são golpeados com um martelo. As distinções entre metais e metaloides e entre metaloides e não metais não são muito precisas (e nem sempre são feitas), mas os sete elementos mostrados na Fig. 2 (na diagonal entre os metais, à esquerda, e os não metais, à direita) são frequentemente considerados metaloides.

A estrutura geral da Tabela Periódica

Na época em que a Tabela Periódica foi formulada, a razão por trás da periodicidade dos elementos químicos era um mistério. Porém, hoje conseguimos entender a organização da Tabela Periódica em termos da configuração eletrônica dos elementos. A Tabela é dividida em blocos, cujos nomes indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção (os blocos s, p, d e f). Dois elementos são exceções. Como tem dois elétrons $\mathrm{1s}$, o hélio deveria aparecer no bloco s, mas é colocado no bloco p devido a suas propriedades. Ele é um gás cujas características são semelhantes às dos gases nobres do Grupo 18, não às dos metais reativos do Grupo 2. Sua colocação no Grupo 18 justifica-se porque, assim como os demais elementos do Grupo 18, ele tem a camada de valência completa. O hidrogênio ocupa uma posição única na Tabela Periódica. Ele tem um elétron s, logo, pertence ao Grupo 1; mas tem um elétron a menos do que a configuração de um gás nobre e, assim, pode agir como um membro do Grupo 17. Como o hidrogênio tem esse caráter especial, não o colocamos em grupo algum. Você o encontrará frequentemente no Grupo 1 ou no Grupo 17, e, às vezes, em ambos.

Os blocos s e p formam os grupos principais da Tabela Periódica. As configurações eletrônicas semelhantes dos elementos do mesmo grupo principal são a causa das propriedades semelhantes desses elementos. O número do grupo informa quantos elétrons estão presentes na camada de valência. No bloco s, o número do grupo (1 ou 2) é igual ao número de elétrons de valência. Essa relação se mantém em todos os grupos principais quando se usa a antiga prática dos números romanos (I a VIII) para indicar os grupos. No entanto, ao usar números arábicos (1-18), é preciso subtrair, no bloco p, 10 unidades do número do grupo para encontrar o número de elétrons de valência. O flúor, por exemplo, do Grupo 17 (notação antiga: grupo VII), tem sete elétrons de valência.

Cada novo período corresponde à ocupação de uma camada com o número quântico principal mais alto do que o da anterior. Esta correspondência explica os diferentes comprimentos dos períodos:

• O Período 1 inclui somente dois elementos, $\ce{H}$ e $\ce{He}$, nos quais o orbital $\mathrm{1s}$ da camada $n = 1$ é preenchido com até dois elétrons.
• O Período 2 contém oito elementos, do $\ce{Li}$ ao $\ce{Ne}$, nos quais um orbital $\mathrm{2s}$ e três orbitais $\mathrm{2p}$ são progressivamente preenchidos com mais oito elétrons.
• No Período 3 (do $\ce{Na}$ ao $\ce{Ar}$), os orbitais $\mathrm{3s}$ e $\mathrm{3p}$ vão sendo ocupados por mais oito elétrons.
• No Período 4, os oito elétrons dos orbitais $\mathrm{4s}$ e $\mathrm{4p}$ são adicionados e, também, os 10 elétrons dos orbitais $\mathrm{3d}$. Existem, então, 18 elementos no Período 4.
• Os elementos do Período 5 adicionam outros 18 elétrons, com o preenchimento dos orbitais $\mathrm{5s}$, $\mathrm{4d}$ e $\mathrm{5p}$.
• No Período 6, um total de 32 elétrons é adicionado, porque também é preciso incluir os 14 elétrons dos sete orbitais $\mathrm{4f}$.

Os elementos do bloco f têm propriedades químicas muito semelhantes, porque sua configuração eletrônica difere somente na população dos orbitais f internos, e esses elétrons participam pouco da formação de ligações.

Ponto para pensar

Em que valor aproximado de número atômico pode aparecer um período extralongo, correspondente aos orbitais $g$, e qual seria o seu tamanho?