A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA 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 antiguidade. 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. Veja, a seguir, um breve histórico: ⇒ TRÍADES DE DÖBEREINER Em 1829, Johann W. Döbereiner 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 formava outra.

Elemento Massa atômica

Cálcio Estrôncio Bário

40 88 >>> (40 + 137)/2 = 88,5 137

1817 - Lei das tríades de Döbereiner

⇒ PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS

Em 1863, A. E. Béguyer de Chancourtois dispôs os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massa atômica. Tal classificação recebeu o nome de parafuso telúrico.

1862 - O parafuso telúrico de Chancourtois

⇒ LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS

Um outro 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.

1864 - As leis das oitavas de Newland

⇒ TABELA DE MENDELEYEV

Finalmente, Dimitri Ivanovitch Mendeleyev apresentou uma classificação, que é a base da classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica.

1872 - A tabela periódica de Mendeleyev.

Os espaços marcados com traços representam elementos que Mendeleyev deduziu existirem mas que ainda não haviam sido descobertos àquela época. Os símbolos no topo de cada coluna são as fórmulas moleculares escritas no estilo do século XIX.

⇒ A DESCOBERTA DO NÚMERO ATÔMICO

Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Moseley 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 Mendeleyev desapareceram.Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleyev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, com as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

⇒ AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES

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 da tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usado atualmente, é recomendado 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.

Na Tabela Periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico.

⇒ A HISTÓRIA DA CIÊNCIA PARECE TER ESQUECIDO DE LOTHAR MEYER

É muito comum atribuir o crédito da construção da Tabela Periódica a Mendeleyev, mas não devemos nos esquecer de outro químico, talvez tão brilhante quanto o cientista russo: o alemão julius Lothar Meyer (1830 - 1895).

Em 1869, Meyer e Mendeleyev, trabalhando independentemente, lançaram classificações periódicas semelhantes. Mas o brilhantismo das previsões de Mendeleyev ofuscou por completo o resultado das pesquisas de Lothar Meyer.

Em 1882, porém, os dois cientistas receberam a Medalha Davy, a mais alta honraria da Associação Britânica para o Progresso da Ciência.

Vale lembrar também que, em 1887, outra injustiça foi reparada. A mesma medalha foi oferecida a Newlands, o cientista que fora ridicularizado por sua classificação baseada nas oitavas musicais.

Os grupos dos elementos representativos podem ser designados por nomes especiais:

NOME GRUPO ELEMENTOS DO GRUPO

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NA ÚLTIMA CAMADA

metais alcalinos 1 (IA) Li, Na, K, Rb, Cs

Fr s1

Metais alcalinos terrosos

2 (IIA) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra s2

grupo do boro ou dos metais terrosos

13 (IIIA) B, Al, Ga, In, Tl s2 p1

grupo do carbono 14 (IVA) C, Si, Ge, Sn, Pb s2 p2

grupo do nitrogênio 15 (VA) N, P, As, Sb, Bi s2 p3

calcogênios 16 (VIA O, S, Se Te, Po s2 p4

halogênios 17 (VIIA) F, Cl, Br, I, At s2 p5

gases raros ou gases nobres

18 (VIIIA)

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn s2 p6

Observações: 1. Observe que nos elementos representativos o número de elétrons da última camada é igual ao numeral romano da nomenclatura tradicional, ou igual ao último algarismo do número IUPAC do grupo. 2. Observe que o hidrogênio, apesar de constar na primeira coluna da tabela, não é considerado um elemento do grupo dos alcalinos por apresentar características especiais. 3. O grupo 18 já foi chamado de grupo 0 (zero), pois se acreditava que seus elementos não reagissem com nenhum átomo. Por essa aparente propriedade, esses elementos eram também chamados de gases inertes.

DESENVOLVIMENTOS PRELIMINARES Desde os primórdios, os químicos são responsáveis pela evolução do conceito de periodicidade química (periodicidade significa ocorrer regularmente ou intermitentemente. Um exemplo familiar de periodicidade é a ocorrência da maré no oceano, duas vezes ao dia). O alemão Lothar Meyer e o russo Dimitri Mendeleyev fizeram mais do que quaisquer outros. Posicionando-a sobre um firme fundamento experimental. Trabalhando independentemente, eles descobriram a lei periódica e publicaram a tabela periódica dos elementos. Meyer publicou primeiro em 1864 e em 1869 expandiu sua tabela para mais de 50 elementos. Ele demonstrou a variação de propriedades periódicas, como o volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como uma função da massa atômica. No mesmo ano Mendeleyev publicou os resultados de seu trabalho, incluindo sua própria versão da tabela periódica. Nos anos seguintes, ele prosseguiu em seu estudo, em 1871 publicou a versão mostrada na figura. Com esta tabela, ele previu a existência dos elementos gálio e germânio e estimou suas propriedades com grande exatidão. Demonstrou-se assim o valor da tabela periódica na organização do conhecimento químico. Em suas tabelas periódicas, Meyer e Mendeleyev listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica. (Nesta época, as massas atômicas eram conhecidas, mas os números atômicos não.) Atualmente, sabemos que a periodicidade é mais facilmente visualizada se a listagem for feita em ordem crescente do número atômico. Este fato ocasiona, em alguns casos, uma pequena diferença na seqüência dos elementos, pois, numa comparação entre dois elementos, o que tem maior número atômico em geral tem a maior massa atômica. (Entretanto, existem umas poucas exceções; compare o potássio, Z=19, com argônio, Z=18, ou o iodo, Z=53, com o telúrio, Z=52).

⇒ PERIODICIDADE: UMA DESCRIÇÃO MODERNA

A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades. Para entender o significado deste comentário, considere a seqüência mostrada na figura a seguir, que é a primeira parte desta lista de elementos.

.

Nesta ilustração a posição de cada elemento, na seqüência, é marcada por um círculo, quadrado ou triângulo. Ao examinarmos esta lista, um conjunto de elementos que atrai nossa atenção é o dos gases nobres (quadrado, nos diagramas). Recebem esta denominação porque todos os gases a temperatura e pressões ordinárias ou comuns, e pouco ativos quimicamente, ou nobres. (A palavra tem sido usada deste modo, uma vez que os metais preciosos, notadamente prata, ouro e platina, todos poucos reativos, foram a princípio denominados metais nobres.). Os gases nobres são:

Hélio (He, Z=2)

Neônio (Ne, Z=10)

Argônio (Ar, Z=18)

Criptônio (Kr, Z=36)

Xenônio (Xe, Z=54)

Radônio (Rn, Z=86)

Ao olharmos para um elemento imediatamente posterior a um gás nobre, encontramos um metal ativo que reage vigorosamente com uma grande variedade de substâncias, inclusive com a água. Esta família de elementos é chamada de metais alcalinos, e cada elemento é designado por um triângulo na figura anterior. Os metais alcalinos são:

Lítio (Li, Z=3)

Sódio (Na, Z=11)

Potássio (K, Z=19)

Rubídio (Rb, Z=37)

Césio (Cs, Z=55)

Frâncio (Fr, Z=87)

Os elementos imediatamente anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio, são todos altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não-metais, e são chamados halogênios. Estão designados por círculos na figura anterior. Os halogênios são:

Flúor (F, Z=9)

Cloro (Cl, Z=17)

Bromo (Br, Z=35)

Iodo (I, Z=53)

Astato (At, Z=85)

(Embora algumas das propriedades do Hidrogênio sejam semelhantes às dos halogênios, o hidrogênio não é

classificado com halogênio. As propriedades do hidrogênio ocupam uma classe particular).

Considerando estas três famílias de elementos, encontramos a seqüência halogênio-gás-nobre-metal alcalino que se repete periodicamente. (A periodicidade química pode ser posteriormente demonstrada pela inclusão de outras famílias de elementos em um estudo similar).

⇒ A TABELA PERIÓDICA MODERNA

A repetição verificada na lei periódica é a base da estrutura da tabela periódica moderna, na qual as famílias de elementos com propriedades químicas semelhantes são distribuídas em colunas verticais chamadas grupos.

⇒ GRUPOS OU FAMÍLIA

Os grupos maiores consistem em cinco ou seis elementos e são chamados grupos representativos, principais ou grupos A. São enumerados de IA até VIIA, mais o grupo 0. (O grupo 0 consiste nos gases nobres e algumas vezes é chamado grupo VIIIA.) Comumente, o “A” é omitido nestas designações, e assim os halogênios correspondem ao grupo VIIA ou grupo VII. Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos representativos. Os grupos menores encontrados na região central da tabela periódica são chamados grupos de transição, subgrupos ou grupos B. São enumerados por algarismos romanos e pela letra B. Os elementos deste grupo são conhecidos como elementos de transição. Por muitos anos, houve um desacordo internacional quanto aos grupos que seriam designados por A e por B. O sistema descrito há pouco é comum nos Estados Unidos, mas alguns publicam tabelas periódicas, comercialmente, usando as letras A e B de forma trocada. Em 1990, a IUPAC publicou a recomendação final para um novo sistema que não usa letras e os grupos passariam a ser enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18 (da esquerda para a direita). Na figura a seguir, a numeração dos grupos de acordo com este novo sistema é mostrada acima da designação tradicional.

⇒ PERÍODOS

As filas horizontais da tabela periódica são chamadas períodos e são enumeradas com algarismos arábicos de 1 a 7. Observe que os períodos variam grandemente em comprimento: o primeiro período consiste em somente dois elementos, o sexto período consiste em 32 elementos, em parte porque estão incluídos os lantanóides (O termo lantanóide é recomendado pela IUPAC, embora não seja de uso comum dos Estados Unidos. Um termo mais antigo é elemento terra-rara), que são 14 elementos, do lantânio (Z=89) até o itérbio (Z=70). O sétimo período também consiste (potencialmente) em 32 elementos, pois estão incluídos os 14 elementos actinóides (A IUPAC recomenda o termo actinóide. Um termo mais antigo é elemento terra-rara pesado), do actínio (Z=89) ao nobélio (Z=102). Os lantanóides e actinóides são conjuntamente chamados elementos de transição interna.

Observe que o hidrogênio é posicionado, isoladamente, na parte superior da tabela periódica. Isto é feito porque as propriedades do hidrogênio são particulares. Algumas versões da tabela periódica posicionam o hidrogênio acima do lítio (grupo IA) e/ou acima do flúor (grupo VIIA). Contudo, o

hidrogênio pouco apresenta das propriedades dos metais alcalinos ou dos halogênios.

Cada novo período, após o primeiro na tabela periódica, tem início com um metal alcalino (grupo IA) e termina com um gás nobre (grupo 0). Entre os elementos, alguns têm nomes especiais: alcalinos terrosos, do grupo IIA, calcogênios do grupo VIA e, como mencionamos anteriormente, os elementos do grupo VIIA são denominados halogênios.

Tabela Periódica Atual

01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1A 8A (0)

I H 1 2A 3A 4A 5A 6A 7A He

2

II Li 3

Be 4

B 5

C 6

N 7

O 8

F 9

Ne 10

III Na 11

Mg 12

3B 4B 5B 6B 7B 8B 2B 1B Al 13

Si 14

P 15

S 16

Cl 17

Ar 18

IV K 19

Ca 20

Sc 21

Ti 22

V 23

Cr 24

Mn 25

Fe 26

Co 27

Ni 28

Cu 29

Zn 30

Ga 31

Ge 32

As 33

Se 34

Br 35

Kr 36

V Rb 37

Sr 38

Y 39

Zr 40

Nb 41

Mo 42

Tc 43

Ru 44

Rh 45

Pd 46

Ag 47

Cd 48

In 49

Sn 50

Sb 51

Te 52

I 53

Xe 54

VI Cs 55

Ba 56 ∗∗ Hf

72 Ta 73

W 74

Re 75

Os 76

Ir 77

Pt 78

Au 79

Hg 80

Ti 81

Pb 82

Bi 83

Po 84

At 85

Rn 86

VII Fr 87

Ra 88 ∗∗ ∗∗ Rf

104 Db 105

Sb 106

Bh 107

Hs 108

Mt 109

Uun 110

Uuu 111

Uub 112 Uuq

114

∗∗ Série dos Lantanídeos

La 57

Ce 58

Pr 59

Nd 60

Pm 61

Sm 62

Eu 63

Gd 64

Tb 65

Dy 66

Ho 67

Er 68

Tm 69

Yb 70

Lu 71

∗∗ ∗∗ Série dos Actinídeos

Ac 89

Th 90

Pa 91

U 92

Np 93

Pu 94

Am 95

Cm 96

Bk 97

Cf 98

Es 99

Fm 100

Md 101

No 102

Lr 103

LEGENDA

- Hidrogênio - Metais - Semi-metais - Não metais - Gases Nobres - Lantanídeos - Actinídeos

PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

Na tabela periódica os elementos estão organizados em ordem crescente de números atômicos e por semelhança de configurações eletrônicas:

⇒ Numa mesma linha horizontal (período), ficam dispostos os elementos que possuem o mesmo número de camadas eletrônicas. ⇒ Numa mesma linha vertical (grupo), ficam os elementos que possuem configurações eletrônicas semelhantes no subnível mais energético.

Essas semelhanças estão geralmente associadas a propriedades semelhantes. Veremos nesta seção que existem certas propriedades, como tamanho do átomo, densidade, pontos de fusão a de ebulição etc., que se repetem a cada período e que por isso são chamadas propriedades periódicas.

Cada uma dessas propriedades depende de pelo menos dois fatores. É o balanço entre esses fatores que irá determinar a variação de cada propriedade.

A seguir, algumas delas:

⇒ RAIO ATÔMICO

⇒ VOLUME ATÔMICO

⇒ DENSIDADE

⇒ PONTOS DE FUSÃO E DE EBULIÇÃO

⇒ POTENCIAL (OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO)

⇒ AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE)

⇒ ELETRONEGATIVIDADE

RAIO ATÔMICO

O tamanho de um átomo é difícil de ser medido, pois os elétrons não estão localizados em uma distância definida ao redor do núcleo, mas sim permanecem em constante movimento. Para contornar essa dificuldade, podemos fazer a seguinte simplificação: vamos considerar os átomos como se tivessem forma esférica e estivessem em contato uns com os outros. Nessa situação, o raio atômico (r) será igual à metade da

distância (d) entre os núcleos de dois átomos vizinhos. Se percorrermos os períodos da esquerda para a direita, encontraremos cargas nucleares (números de prótons) progressivamente maiores. Quanto maior a carga nuclear, maior a força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons. Essa força fará os elétrons ficarem mais próximos do núcleo, diminuindo, assim, o tamanho do átomo. Em resumo:

Ao longo de um mesmo período, o raio atômico diminui da esquerda para a direita.

Se percorrermos um grupo de cima para baixo, o número de camadas e a carga nuclear aumentarão. No entanto, esses dois fatores agem em sentidos opostos: quanto maior o número de camadas, maior o tamanho do átomo, e quanto maior a carga nuclear, menor o átomo será. Qual dos dois fatores predominará? Ocorre, nesse caso, o chamado efeito de blindagem: a força de atração entre a carga do núcleo a os elétrons das camadas mais externas sofre um enfraquecimento devido à presença dos elétrons das camadas mais internas. Em outras palavras, os elétrons (negativos) que estão entre o núcleo e a camada mais externa neutralizam em parte a carga positiva do núcleo, o que diminui a força de atração entre o núcleo a os elétrons mais externos. Esses últimos elétrons, por essa razão, ficarão mais distantes do núcleo, o que resultará num maior tamanho do átomo.

Portanto, ao longo dos grupos, a influência do número de camadas é mais intensa que a da carga nuclear. Assim sendo, à medida que percorrermos os grupos de cima para baixo, o número de camadas aumentará, favorecendo o aumento do raio atômico. Podemos, então, dizer que:

Ao longo de um mesmo grupo, o tamanho dos átomos aumenta de cima para baixo.

Essas conclusões obtidas até agora podem ser assim resumidas:

O raio atômico aumentada direita para a esquerda ao longo dos períodos e de cima para baixo ao longo dos grupos.

Gráfico do raio atômico em função do número atômico:

VOLUME ATÔMICO

Apesar do nome, o volume atômico não é o volume de um único átomo, mas o volume ocupado por um conjunto de 6,02 x 1023 átomos do elemento no estado sólido.

Aparentemente, poderíamos realizar o seguinte raciocínio: se o volume atômico corresponde a 6,02 x 1023 átomos então o volume de um só átomo seria determinado dividindo-se o volume atômico por 6,02 x 1023. Entretanto, esse raciocínio não é

válido porque no estado sólido todos os elementos apresentam seus átomos separados por uma certa distância. A mera divisão dos valores forneceria um resultado maior que o volume real de um átomo.

Portanto, numa definição mais precisa:

O volume atômico corresponde ao volume de 6,02 x 1023 átomos do elemento no estado sólido mais o volume dos espaços vazios entre esses átomos.

Esses espaços variam em função da maneira como os átomos do elemento se ajustam uns aos outros. Os elementos localizados do centro à direita da tabela periódica apresentam uma estrutura mais espaçada, ou seja, seus átomos tendem a permanecer mais distanciados uns dos outros do que os elementos situados do centro à esquerda. Essa informação será importante para compreendermos como o volume atômico varia ao longo dos grupos e períodos.

Percorrendo os grupos de cima para baixo, o raio atômico aumenta e o volume atômico também. Em relação aos períodos, temos dois casos:

⇒ Elementos localizados do centro para a direita – Embora o raio atômico diminua, o volume atômico aumenta. Como dissemos, isso ocorre porque os átomos desses elementos, mesmo tendo um pequeno raio, tendem a permanecer muito afastados entre si. Como resultado, seu volume atômico aumenta em direção à direita do período.

⇒ Elementos localizados do centro para a esquerda – O raio aumenta, mas o espaçamento entre os átomos vai se tornando tão pequeno que passa a prevalecer a influência do raio atômico. Portanto, para esses elementos o volume atômico aumenta em direção à esquerda do período.

Em resumo:

Ao longo dos grupos, o volume atômico aumenta de cima para baixo;ao longo dos períodos, ele aumenta do centro para as extremidades.

Um gráfico do volume atômico em função do numero atômico, seria:

DENSIDADE Vimos que densidade é a relação entre a massa (m) e o volume (V) ocupado por essa massa:

Essa relação nos mostra que, para massas iguais, quanto menor o volume, maior será a densidade.

Uma vez que o volume atômico aumenta do centro para as extremidades nos períodos, então a densidade (que varia inversamente com o volume) aumentará das extremidades para o centro. Em outras palavras, a densidade aumenta no sentido inverso do volume.

Quanto à variação da densidade nos grupos, temos de considerar o seguinte: como o volume atômico aumenta de cima para baixo, poderíamos pensar que a densidade diminuiria nesse sentido. Ocorre, porém, que a massa dos átomos também aumenta de cima para baixo. Esse aumento é tão intenso que supera o aumento do volume. Isso faz, então, com que nos grupos a densidade aumente de cima para baixo.

Resumindo:

Nos períodos, a densidade aumenta das extremidades para o centro; nos grupos, ela aumenta de cima para baixo.

Gráfico da densidade em função do número atômico:

PONTOS DE FUSÃO E DE EBULIÇÃO

A distancia entre as partículas que formam qualquer substância varia conforme o estado físico em que o material se encontra. No estado sólido as partículas estão mais próximas entre si, e no gasoso, mais distantes. No estado líquido elas estão a uma distância intermediária.

As partículas de qualquer substância são mantidas juntas como conseqüência de forças de atração que se formam entre elas. No estado sólido essas forças são maiores do que no líquido e neste, maiores do que no estado gasoso.

Quando aquecemos um material sólido, suas partículas passam a se movimentar mais intensamente. Prosseguindo o aquecimento, elas chegarão a superar as forças de atração que as mantêm juntas. Quando essas forças são superadas, atinge-se a temperatura de fusão, e o sólido começa a derreter, passando para o estado líquido, no qual as partículas permanecem geralmente mais afastadas.

Continuando o aquecimento, as partículas passarão a se movimentar ainda mais intensamente, até romper as forças de atração que existem no estado líquido. Quando essas forças são vencidas, atinge-se a temperatura de ebulição, ou seja, o liquido começa a ferver e passa para o estado gasoso, no qual as partículas estão ainda mais afastadas.

No caso dos elementos puros, em geral, quanto maiores são essas forças, mais próximos os átomos permanecem. Isso confere ao elemento uma estrutura mais compacta e uma densidade maior. Além disso, quanto maiores essas forças, maior é a temperatura necessária para separar os átomos. Assim sendo, os pontos de fusão e de ebulição tendem a aumentar com a densidade.

Assim:

Ao longo dos períodos, os pontos de fusão e de ebulição aumentam das extremidades para o centro (tal como a densidade); ao longo dos grupos, eles aumentam de cima para baixo, com exceção dos grupos 1 (IA) e 2 (IIA), nos quais o aumento é de baixo para cima.

Além dessa periodicidade, há outras informações relacionadas ao estado físico que chamam a atenção:

⇒ O elemento de menor ponto de fusão (-269 °C) é o hélio (Z = 2).

⇒ Os maiores pontos de fusão são 3.410°C, para o tungstênio (Z = 74), e 3.500°C, para o carbono (Z = 6).

⇒ O carbono, por sua posição na tabela periódica, deveria ter um ponto de fusão menor.

Essa exceção deve-se, porém, ao fato de seus átomos se disporem de tal maneira que as forças de atração entre eles se tornam muito intensas.

⇒ O elemento gálio (Z = 31) é um metal com temperatura de fusão tão baixa (30°C) que derrete, como se fosse manteiga,

em contato com o calor da mão. (A temperatura do corpo humano é de 37°C, aproximadamente).

⇒ De todos os elementos, somente o mercúrio (Z = 80) e o bromo (Z = 35) são líquidos à temperatura ambiente (25°C). No estado gasoso temos o hidrogênio, nitrogênio,oxigênio, flúor, cloro e os gases nobres (grupo 18 ou VIIIA). No estado sólido estão todos os outros elementos (ver tabela periódica)

Um gráfico do ponto de fusão em função do número atômico, seria:

POTENCIAL (OU ENERGIA) DE IONIZAÇÃO Para retirar os elétrons mais externos de um átomo, é necessária uma certa quantidade de energia. Essa energia precisará ser grande se os elétrons estiverem fortemente atraídos pelo núcleo do átomo, mas poderá ser pequena se eles estiverem fracamente atraídos. Essa maior ou menor atração que o núcleo exerce sobre os elétrons depende de dois fatores: ⇒ Carga nuclear (que é positiva e corresponde ao número de prótons); ⇒ Tamanho do átomo (que pode ser expresso através do raio atômico). Quanto maior a carga positiva do núcleo, maior a atração sobre os elétrons. Quanto menor o tamanho do átomo, mais

próximos os elétrons estão do núcleo e maior será a força de atração. Desse modo, em um átomo com maior carga nuclear e menor tamanho, exige-se maior energia para arrancar um dos elétrons do que em um átomo com menor carga nuclear e maior tamanho. A energia exigida para arrancar um, dois ou mais elétrons de um átomo é chamada energia de ionização ou potencial de ionização. Há diferentes potenciais de ionização para um mesmo átomo: ⇒ Damos o nome de primeiro potencial de ionização à energia mínima necessária para retirar completamente um elétron da camada mais externa, estando esse átomo rio estado fundamental e era estado gasoso (O estado gasoso é tomado como referência porque nele os átomos ficam isolados uns dos outros, sem interferências mútuas. Desse modo, a energia necessária para retirar o elétron é exatamente igual à energia com que o elétron é atraído pelo núcleo). ⇒ O segundo potencial de ionização, por sua vez, corresponde à retirada do segundo elétron. ⇒ O mesmo ocorre com o terceiro e os demais potenciais. ⇒ Quando não for especificada a ordem do potencial, entendemos tratar-se do primeiro. À medida que retiramos o primeiro, o segundo e o terceiro elétron de um mesmo átomo, o potencial de ionização vai sempre aumentando, pois a força de atração entre o núcleo e os elétrons restantes vai se tornando cada vez maior. Isso ocorre pela seguinte razão: à medida que os elétrons vão sendo retirados, o íon vai assumindo cargas positivas cada vez maiores (+1, +2, +3 etc.), que vão atraindo com mais força os elétrons restantes. Torna-se necessária, por isso, urna energia cada vez maior para separar esses elétrons do átomo. O potencial de ionização é medido em unidades especiais. A mais comumente utilizada chamada elétron-volt (eV). Na tabela periódica, à medida que acompanhamos um período da esquerda para a direita, a carga do núcleo aumenta e o raio atômico diminui. Isso provoca um aumento da atração do núcleo pelos elétrons, com um conseqüente aumento da energia de ionização. Acompanhando um grupo de baixo para cima, o raio atômico (e

portanto o tamanho dos átomos) diminui, e os elétrons vão ficando cada vez mais próximos do núcleo, aumentando a força de atração entre eles e o núcleo. Isso faz com que a energia de ionização, necessária para desprendê-los do átomo, cresça também. Resumindo, podemos dizer que:

Ao longo dos períodos, o potencial de ionização aumenta da esquerda para a direita; ao longo dos grupos, ele aumenta de baixo para cima, em variação contrária à dos raios atômicos.

Um gráfico do primeiro potencial de ionização em função do número atômico seria:

AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE)

Existem átomos que, apesar de já possuírem todos os seus próprios elétrons, podem ainda receber elétrons extras com muita facilidade. Essa capacidade é conhecida como afinidade por elétrons ou eletroafinidade.

Átomos de elementos com alta eletroafinidade, ao receberem elétrons extras, transformam-se em íons negativos (ânions) bastante estáveis. Já os átomos que não aceitam elétrons facilmente (ou seja, de elementos com baixa eletroafinidade) formam ânions bastante instáveis.

Afinidade eletrônica ou eletroafinidade é a medida da capacidade de um átomo em receber um ou mais elétrons. Essa capacidade se refere a átomos isolados (o que ocorre no estado gasoso).

A energia envolvida na afinidade eletrônica pode ser medida nas mesmas unidades do potencial de ionização. Geralmente, a unidade utilizada é o elétron-volt.

O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora possa também ser positivo (ao contrário do potencial de ionização, que é sempre positivo).

Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a facilidade do átomo para receber um ou mais elétrons. Contrariamente, quanto mais positivo esse valor, mais será preciso "forçar" o átomo para que receba elétrons. Tal como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica na tabela periódica tende a ser contrária à variação do raio atômico.

Ao percorrermos um período da esquerda para a direita, o raio atômico diminui. Com isso, a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons se torna maior, o que aumenta a afinidade eletrônica. Ao longo dos grupos, o raio atômico diminui de baixo para cima, e, pelo mesmo raciocínio, a eletroafinidade aumenta nesse sentido.

Os átomos dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) têm grandes valores negativos de afinidade eletrônica. De fato, esses átomos recebem elétrons com muita facilidade, e os ânions por eles formados (F-, Cl-, Br-, I-) têm estabilidade muito grande. Em oposição, os átomos dos gases nobres (grupo 18 ou VIIIA) têm valores positivos de afinidade eletrônica, revelando sua dificuldade em receber elétrons e formar ânions.

ELETRONEGATIVIDADE Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química. Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.

Podemos dizer que a eletronegatividade depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada. Já conhecemos a influência do primeiro desses fatores: quanto menor é o átomo, maior é sua capacidade de atrair elétrons, já que a distância destes ao núcleo é menor. O segundo fator se deve à tendência que os átomos possuem de se tornarem mais estáveis quando completam oito elétrons na última camada. Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos. É o balanço entre esses fatores que determina qual, dentre dois átomos, é o mais eletronegativo. Por exemplo, o cloro tem sete elétrons na última camada e o oxigênio, seis. Se fosse considerado apenas esse fator, o cloro seria mais eletronegativo que o oxigênio por precisar de apenas um elétron para completar o octeto. Entretanto, o átomo de oxigênio é tão menor que o de cloro que essa característica acaba por superar o outro fator. Como resultado, o oxigênio

se revela mais eletronegativo que o cloro. Isso nos permite dizer que, de modo geral:

Quanto menor o átomo e maior o número de elétrons na última camada, maior é sua eletronegatividade.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling uma escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o de Flúor. Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação. Por exemplo, e possível demonstrar, por experimentos, que o átomo de boro atrai os elétrons com a metade da força do flúor. Conseqüentemente, o valor da eletronegatividade do boro, nessa escala, é 4/2 = 2. Já o átomo de alumínio atrai os elétrons com três oitavos da força em relação ao flúor; isso significa que a eletronegatividade do Al na escala de Pauling é 4 . 3/8 = 1,5. Um gráfico da eletronegatividade em função do número atômico, seria:

PROPRIEDADES APERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

São as propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico, são propriedades que não se repetem em ciclos ou períodos. Entre elas podemos citar:

⇒ MASSA ATÔMICA

Cresce à medida que o número atômico aumenta (massa atômica é a massa do átomo medida em unidades de massa atômica, u);

⇒ CALOR ESPECÍFICO Decresce à medida que o número atômico aumenta (calor específicos é a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura de 1g do elemento).