Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antigüidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo.
Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.
A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.
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A primeira tentativa
A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química.
Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos.
Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas
semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas.
Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes.
A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.
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A segunda tentativa
Um segundo modelo,foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas.
Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society).
Nenhuma regra numérica, foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas.
A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas.
A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, pôr Dimitri Ivanovich Mendeleev.
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A Tabela Periódica, segundo Mendeleev
Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 –1907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861.
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica.
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A descoberta do número atômico
Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.
Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos.
A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.
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As últimas modificações
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A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos ( do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.
O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.
Entendendo a Tabela Periódica
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A tabela periódica mostra a semelhança entre dois ou mais elementos. Se observarmos as propriedades dos elementos, notamos a semelhança entre algumas. Essas semelhanças se repetem em intervalos, sempre relacionados ao número atômico.
Observe o grupo 2 da tabela periódica:
Observe o grupo 2 da tabela periódica:
Noatômico Elemento Configuração eletrônica
2 He 2s2
4 Be [He].2s2
12 Mg [Ne].3s2
20 Ca [Ar].4s2
38 Sr [Kr].5s2
56 Ba [Xe].6s2
88 Ra [Rn].7s2
Temos no grupo 2, a unidade de repetição s2em intervalos regulares, à medida que o número atômico dos elementos vai aumentando. Podemos observar que as configurações eletrônicas desses elementos são semelhantes, o que os leva a serem quimicamente semelhantes.
A Lei Periódica
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos".
Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).
Cada período, à exceção do primeiro, começa com um metal e termina com um gás nobre. Os períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32 elementos no mais longo.
São formadas as linhas verticais dos elementos pelas estruturas similares da camada externa (como no exemplo do grupo 2). Estas colunas são denominadas grupos. Em alguns deles, os elementos estão relacionados tão intimamente em suas propriedades, que são denominados de famílias (o grupo 2 é a família dos metais alcalinos terrosos).
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Os Semi-Metais
A diagonal de elementos, que se inicia no boro (grupo 13), passando pelo silício (grupo 14), germânio (grupo 14), arsênio (grupo 15), antimônio (grupo 15), telúrio (grupo 16) e polônio (grupo 16); separa os elementos a direita em não-metais, e a esquerda em os metálicos.
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Hidrogênio
Alguns autores, consideram a sua posição, como pertencendo ao grupo 1, por apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos. Outros, colocaram-no como se pertence-se ao grupo 17, devido a formação do íon H+ (hidretos).O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas, não estando situado em nenhum grupo.
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Os Grupos
Grupo 1 – Hidrogênio e Metais alcalinos
(Hidrogênio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio)
(Hidrogênio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio)
Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela configuração eletrônica da camada de valência, ns1. Todos ocorrem como íons +1.
Com exceção do hidrogênio, todos são metais e não são encontrados livres na natureza. Reagem com quase todos os metais.
Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com a água, formando hidróxidos (MOH, M= metal alcalino), chamados comumente de álcali.
Os átomos de hidrogênio são os mais simples, de todos os elementos químicos. Ele é formado por duas partículas subatômicas: um próton e um elétron.
Apesar de possuir a mesma configuração eletrônica da camada de valência dos elementos do grupo 1, ns1, o hidrogênio é um não metal. No estado elementar é encontrado como moléculas diatômicas (H2).
Grupo 2 – Metais alcalinos terrosos
(berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio)
(berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio)
Os elementos do grupo 2 são caracterizados pela configuração eletrônica da camada de valência ns2. Onde n é o número quântico principal (número do período); formam compostos no estado de oxidação +2, como por exemplo o óxido de cálcio – CaO.
O termo "terrosos" no nome do grupo é da época da alquimia, onde os alquimistas medievais, chamavam as substâncias que não se fundiam e não sofriam transformações com o calor (com os meios de aquecimento da época), de "terrosos".
Esses elementos, são metais e apresentam uma alta reatividade para ocorrerem livres na natureza. Ocorrem sob a forma de compostos, como cátions +2.
Grupos 3 à 12 – Os Elementos de Transição
O grande bloco dos elementos da parte central da tabela periódica, é uma ponte entre os elementos do bloco s (grupos 1 e 2) e os elementos do bloco p (grupos 13 à 18).
As três primeiras linhas (Sc à Zn, Y à Cd e La à Hg), são geralmente chamados de elementos de transição ou metais de transição.
Todos esses elementos possuem o subnível d, entre seus elétrons de valência, por isso também chamados de "elementos do bloco d".
Os elementos colocados na tabela periódica entre o lantânio (La) e o háfnio, e entre o actíneo e o elemento 112 são chamados de lantanídeos (série dos lantanídeos) e actinídeos (série dos actinídeos), respectivamente. Todos esses elementos possuem o subnível f, entre seus elétrons de valência, por isso também chamados de "elementos do bloco f".
Os Transférmicos
Os elementos conhecidos à partir do 101 até o 112, chamados de "elementos Transférmicos"(devido ao férmio, elemento de número atômico 100), tiveram seus nomes revisados em fevereiro de 1997, pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Esses elementos não ocorrem na natureza, foram produzidos artificialmente, em laboratórios, usando reações nucleares controladas.
Grupo 13 - Família do Boro
(boro, alumínio, gálio, indio e tálio)
(boro, alumínio, gálio, indio e tálio)
O grupo 13 é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros possuem a configuração da camada de valência, ns2 np1, podemos esperar um número de oxidação +3 para seus elementos. Com exceção do boro, que é um metalóide, todos os elementos do grupo são metais.
Grupo 14 - Família do carbono
(carbono, silício, germânio, estanho e chumbo)
(carbono, silício, germânio, estanho e chumbo)
Os elementos do grupo 14 são caracterizados pela configuração da camada de valência ns2 np2. Tem como primeiro elemento, o carbono, o mais importante elemento para os seres vivos, seguido pelo silício, que é um dos elementos fundamentais para a tecnologia moderna.
O carbono é o único elemento da tabela periódica que forma mais de 1.000.000 de compostos e tem seu próprio ramo da química, a chamada química orgânica.
O carbono é distintamente um não metal, silício e germânio são metalóides e estanho e chumbo são metais.
Grupo 15 - Família do Nitrogênio
(nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto)
(nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np3 da sua camada de valência. Esta configuração dá aos elementos, uma variação no número de oxidação de -3 à +5.
O nitrogênio e o fósforo são não-metais, o arsênio é um metalóide e o antimônio e o bismuto são metais.
Grupo 16 - Família do Oxigênio
(oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio)
(oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2 np4 da sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos com metais e com hidrogênio quando o número de oxidação é –2.
Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos do grupo formam compostos com outros elementos do seu próprio grupo, ou com os elementos do grupo 17, os halogêneos.
Grupo 17 - Halogêneos
(Flúor, cloro, bromo, iodo e astato)
(Flúor, cloro, bromo, iodo e astato)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np5da sua camada de valência. Seus elementos são chamados de halogêneos. Mostra uma regularidade nas propriedades físicas, na eletronegatividade, e nos raios atômicos e iônicos.
O flúor possui algumas propriedades anômalas, tais como: a sua força como agente oxidante e a baixa solubilidade da maioria dos fluoretos.
Grupo 18 - Gases Nobres
(Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenômio e radônio)
(Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenômio e radônio)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np6da sua camada mais externa. Têm a camada externa totalmente preenchida de elétrons. Isso os torna elementos quimicamente inertes.
Estes elementos são encontrados na natureza como gases monoatômicos, não reativos. Entretanto, o primeiro composto do gás nobre, foi produzido a partir de uma mistura de xenônio com flúor, em temperatura elevada. O radônio (Rn) é um gás radioativo.
FONTE: EDMS – Trabalhos Escolares, Educação & Diversão (ANO 2000 - 2003)
