A PERIODICIDADE QUÍMICA DOS ELEMENTOS1- 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 denominadaperíodo. 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 chamadoselementos 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 elantanóides, 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 3 o período, logo, tem 3 camadas Esta é uma configuração estável e os gases nobres têm pouca tendência a reagir. isto é. o volume atômico. o núcleo contém mais prótons. denominada camada de valência . e não na camada de valência.110 nm. No diamante. A periodicidade nas propriedades dos elementos é resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos.114 nm. na molécula de H 2. a distância de ligação entre dois átomos de carbono é de 0. Isso provoca um aumento na força de atração exercida sobre os elétrons. o raio atômico diminui. No entanto. A estruturação da configuração eletrônica dos elementos de transição é caracterizada pelo aumento gradual de elétrons na segunda camada externa (n -1)d . na molécula de CH 4 . porque consiste em um total de oito elétrons.034 nm por átomo). e não é uma coisa fácil de ser calculada. mais externa. A configuração ns2 np6 é chamada octeto .As configurações eletrônicas Na tabela periódica os átomos são organizados na ordem crescente de seus números atômicos.ou níveis de energia. Isso se deve ao fato de que ao longo de um período o número atômico aumenta. embora não exclusivamente. Isso nos mostra que o raio efetivo do átomo não é constante. o oxigênio. Os resultados demonstram uma variação periódica dos raios atômicos em função do número atômico. Os elétrons da camada de valência são grandemente. a distância entre um átomo de carbono e um átomo de hidrogênio. eles protegem parcialmente os . Uma vez que os elétrons são colocados entre o núcleo e a camada de valência.004 nm não pode ser desprezada. 3. Muitos elementos adquirem estabilidade através do octeto. o número da coluna indica o número de elétrons da camada de valência do elemento. Os métodos empregados são bem precisos e a discrepância de 0. 4.077 nm. mas à interpretação dos resultados.O raio atômico O raio de um átomo nos informa o seu "tamanho". n. que supostamente seria dada por 0. o raio covalente (distância entre os núcleos de dois átomos ligados) é de 0.034 nm + 0. É interessante notar que. por exemplo. que está no grupo 6A. Por exemplo. das propriedades dos átomos. Não por dificuldades devido às técnicas experimentais. depende. em parte. isto é.154 nm (0. o que aumenta a carga nuclear. apresenta 6 elétrons na última camada. Pode-se dizer que cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada. e a generalização desta configuração de especial estabilidade é conhecida como regra do octeto . o decréscimo do raio atômico é moderado em relação à dos representativos. na série dos elementos de transição. 0. Nas famílias A (representativos) e nos grupos IB e IIB. Como resultado. ou seja.074 nm (0. Quando oito elétrons estão presentes na camada de valência. é de 0. Assim. aproximando-os do núcleo. que por sua vez. Apesar das dificuldades. O raio atômico decresce ao longo do período e abaixo dos grupos. responsáveis pela maneira dos átomos se combinarem entre si.077 nm por átomo). é possível reunir um conjunto de dados de raios atômicos aproximados obtidos de medidas de distâncias interatômicas. sua configuração é ns2 np6 e o elemento é um gás nobre. A contribuição de cada átomo na distância de ligação total depende da natureza da ligação. pois o número atômico não se altera. porém. as repulsões inter-eletrônicas compensam essa atração nuclear. um átomo de sódio. acarretando um menor aumento no tamanho do raio. Portanto. Porém. consequentemente. o raio atômico aumenta e. aumentando o efeito de blindagem. aumentando o raio atômico. logicamente. ocorrerá uma diferença no raio atômico decorrente dessa situação. quando recebe um elétron. logicamente. Quando comparamos um átomo neutro com seu íon. devido ao fato de o . 6. as repulsões inter-eletrônicas entre a camada (n -1)d e a camada de valência compensam quase completamente o aumento na carga nuclear. Além disso. do átomo que forma uma ligação iônica. chamado de efeito de blindagem. como o número de elétrons em um íon é sempre diferente do número de elétrons do átomo neutro. o que leva à redução do raio. o número de camadas eletrônicas também é crescente. 10 elétrons. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que o átomo neutro que o originou. No final da série dos elementos de transição. corresponde ao raio de um átomo que forma uma ligação covalente. o cloro. que é preenchida ao longo do período. a subcamada (n -1)d se aproxima de sua população máxima. esse aumento é bastante pronunciado. É importante ressaltar que só se deve fazer comparações entre íons isoeletrônicos ou entre um íon e seu átomo neutro. o raio iônico corresponde ao raio de um íon. a carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante. as repulsões intereletrônicas na sua camada 2p . Isso contribui para uma expansão da nuvem eletrônica.elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. principalmente na séries dos elementos de transição interna. ou seja. Por exemplo. o menor número de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica. contribuindo para a redução do raio. um ânion é sempre maior do que o átomo neutro que o originou. perde também a terceira camada. sem se combinar. ou seja. o raio atômico ao longo das séries dos elementos de transição não decresce tão rapidamente como nas dos representativos.Raio covalente e raio de Van der Waals Além do raio atômico e do raio iônico. Portanto.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. consequentemente. mantendo os elétrons de valência do átomo. Outras comparações não teriam sentido. onde a subcamada (n -2)f . reduz a carga nuclear efetiva. 5. Esse efeito. e o núcleo tende a atrair mais fortemente os elétrons. cuja configuração é 1s2 2s2 2p6 3s1. Portanto. podemos ainda falar em raio covalente e raio de Van der Waals. cuja configuração é 1s 2 2s2 2p5 . no máximo). A carga nuclear é crescente no grupo. Num mesmo grupo. aumenta seu número de elétrons e. quando perde seu elétron 3s . O raio de um íon é chamado raio iônico . o raio covalente. Por outro lado. nos elementos representativos. por exemplo. O raio covalente é menor que o raio iônico. que aumenta o raio iônico. O raio atômico corresponde ao raio do átomo em seu estado neutro. comporta um grande número de elétrons (14. por exemplo.A energia de ionização Quando um átomo isolado. Podemos esquematizar as moléculas desenhando átomos com raios aparentes. Se a energia fornecida for suficiente.átomo não receber elétrons. e está menos atraído pelo núcleo. A energia de ionização também é uma propriedade periódica. a energia de ionização tende a aumentar através do período. no seu estado fundamental. Nesse estado as moléculas "encostam-se" umas às outras. A energia de ionização geralmente é dada em kJ / mol (quilojoules por mol). O elétron mais facilmente removível é aquele que possui maior energia (último a ser distribuído segundo as regras de Hund). corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos da substância que se encostam e pertencem a moléculas diferentes. Além disso. o elétron pode se transferir de um nível energético quantizado para outro. O boro. mesmo com maior carga nuclear. e assim por diante. Então tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada uma da outra. originando um íon positivo (cátion). o termo implica um átomo no estado gasoso. Para o segundo elétron. Veja que o raio de Van der Waals. existem casos que fogem a essa regra. o que conduz à menor energia de ionização do boro. os elétrons 2s do boro podem blindar parte dessa carga do seu elétron 2p. o elétron pode ser completamente removido do átomo. Para exemplificar o conceito de raio de Van der Waals vamos imaginar uma substância diatômica no estado sólido. já que o elétron não pertence somente a um átomo. maior a atração dos elétrons pelo núcleo. 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 . Contudo. enquanto que no berílio está no orbital 2s. Trata-se de uma distância intermolecular. em seu estado fundamental. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado. o elétron a ser removido está no orbital 2p. Uma vez que um átomo isolado está livre da influência de átomos vizinhos. absorve energia. Portanto. 7. tem energia de ionização menor do que a do berílio. . mas compartilhar. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p. fazendo com que a expansão da nuvem eletrônica seja menos intensa. Estas irregularidades podem ser explicadas da seguinte maneira: no boro. quanto maior a carga nuclear do elemento. Em geral. O mesmo vale para o oxigênio comparado com o nitrogênio. a segunda energia de ionização . e mais difícil é a sua ionização. portanto. e varia com o número atômico. formando uma substância simples ou composta. Luiz Cláudio . As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias: .Metálica . se átomos vão se unir uns aos outros para originar corpos maiores. como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria. a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveriareceber.Ribeirão Preto . logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Kekulé e Couper.Covalente normal e dativa . propuseram a utilização do termo valência para explicar o poder de combinação de um átomo com outros. Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto. possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico do diaa-dia. quanto os átomos. Como. os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres. o fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas. de suas últimas camadas. nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. A valência de um dado elemento é que determina as fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele. perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo. possuem 8 elétrons. Quando dois átomos entram em contato. na natureza. A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam. e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX.Prof. Baseado nessa idéia. Todos os gases nobres. Afinal. Afinal. Também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Em 1868.Iônica .Átomos & moléculas . ou seja.SP Ligações químicas É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas. com exceção do He. 7 Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. a ligação iônica ocorre com a formação de íons. enquanto o outro recebe. a fórmula do composto será NaCl. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis. A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica. ou seja. átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.Ligação Iônica Como o próprio nome já diz. . tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação.8 . Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons.8 . utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. Após a ligação. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. completando a quantidade de oito elétrons nela. O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons.1 Cl 2 . Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Num composto iônico. uma ligação muito forte. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons. assim a anterior passará a ser a última. Na representação da ligação. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Como foram utilizados um átomo de cada tipo. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. a quantidade de cargas negativas e positivas é igual. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos: Na 2 . já possuindo a quantidade necessária de elétrons. São necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio. De maneira análoga ao exemplo anterior. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada. Somente ocompartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. precisa de apenas mais um elétron. A fórmula do composto será AlF3. Ligação covalente simples É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos.georgiasouthern. pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Cada um dos átomos .http://cost. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor ( 9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.htm A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes. compartilhando 1 elétron. Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos. que é de dois elétrons. pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual. 7N 2-5 Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. 6C 2-4 8O 2-6 . nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si. Ocorre entre não metais e não metais.edu/chemistry/general/molecule/polar. não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar. atinge a quantidade necessária para a camada K.envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado. O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron. que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos.georgiasouthern. http://cost. Ex. Neste tipo de ligação. Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. onde cada par compartilhado é representado por um traço. . Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural. a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados.edu/chemistry/general/molecule/polar. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação.H. um dos átomos que já estiver com última camada completaentra com os dois elétrons do par compartilhado. a única diferença é a origem dos elétrons.georgiasouthern. http://cost. O = C = O. Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada.O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2. Ligação covalente dativa ou coordenada A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples.htm Além da fórmula eletrônica. garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.: H . A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor. que é somente um dos átomos participantes da ligação. Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades. ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada. No entanto. . esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. estes perdem seus elétrons da última camada. Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples. ou seja. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C). geramos uma corrente elétrica. Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO2. Ligação metálica É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico.Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de S 2-8-6 O 2-6 16S e 8O. orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial. elementos da família A. . ou "blinda". ou ns² np 1a5 . Por exemplo. assim. Os elétrons interiores (*1 s²). Quando o elétron exterior 2s "olha" para o centro do átomo. onde n é o número quântico principal do último nível de energia. A configuração eletrônica dos elementos representativos apresenta o último nível com a seguinte distribuição: ns¹. o Cs tem em seu último subnível s1. ns². abaixo da camada de valência *(2 s¹). A Carga Nuclear Efetiva percebida pelos elétrons exteriores é determinada principalmente pela diferença entre as cargas do núcleo e a carga total dos elétrons interiores. Eles são repartidos de acordo com sua configuração eletrônica. a carga -2 dos elétron interiores efetivamente neutraliza duas das cargas positivas dos núcleo. pois a carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza. parcialmente a carga positiva do núcleo. cuja configuração eletrônica é *1 s². assim como todos os outros metais Alcalinos. Em outras palavras. e assim a carga resultante "sentida" pelo elétron exterior. Esta nuvem eletrônica interior tem carga -2 e envolve um núcleo cuja carga é +3. considere o elemento lítio. Com exceção dohidrogênio. por causa do efeito da carga intermediária -2 dos elétrons interiores. que recebe o nome de carga nuclear efetiva. estão mais fortemente ligados ao núcleo e passam maior parte do tempo na região entre o núcleo e o elétron no nível exterior. Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo. *2 s¹. ele vê a carga +3 do núcleo reduzida a cerca de +1. Nos elementos representativos.Carga nuclear efetiva Muitas das propriedades de um átomo são determinadas pela quantidade de carga positiva "sentida" pelos elétrons exteriores deste átomo. Para conseguir uma compreensão melhor deste efeito. os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total. esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total. estão divididos os eletrôns que têm características semelhantes. é apenas cerca de +1.