5 Informações Úteis Que Podes Tirar Da Tabela Periódica Só De Olhar Para Ela

Antes de começares a ler este artigo,

sugiro que leias o artigo “Átomos e Elementos Químicos”, que tem alguma informação essencial para a leitura deste.

Se tiveres dúvidas clica aqui e envia-me uma mensagem. Dou explicações e teria todo o gosto em explicar-te estes conceitos melhor.

A tabela periódica, inicialmente desenvolvida pelo químico Dmitri Mendeleev é um verdadeiro marco na história da Química, permitindo recolher informação sobre um determinado elemento com muita facilidade. [1] Isto, para um químico, torna-se uma ferramenta muito importante que o permite saber o que pode esperar ao utilizar aquele elemento num processo químico, por exemplo num laboratório ou numa fábrica.

A tabela está organizada em grupos e períodos, sendo que os grupos são as colunas verticais e os períodos as linhas horizontais. De acordo com a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), a entidade responsável pela definição de conceitos da química a nível internacional, foram definidos 18 grupos, numerados de 1 a 18, onde se agrupam os elementos com características semelhantes, mantendo os elementos por ordem crescente de número de protões ao longo dos períodos (há mais notações para a numeração dos grupos, por isso, não te surpreendas se encontrares alguma diferente). [2] Por exemplo, todos os elementos do grupo 18 são gases nobres, ou seja, são substâncias cujos átomos têm todas as suas orbitais de energia mais elevada (mais externas, onde os eletrões se movimentam mais, chamadas orbitais de valência) preenchidas de eletrões (os chamados eletrões de valência) e, por essa razão, são inertes, não reagem quimicamente com outros elementos (se precisas de rever como se formam as ligações entre os átomos, contacta-me). [3]

Como já referi no artigo anterior, os elementos químicos estão organizados pelo seu número atómico, o que nos dá logo informação relativa ao número de protões que os átomos deste elemento têm.

Na tabela periódica da Figura 1 podes ver o número atómico de cada elemento, o seu nome, o seu símbolo químico e a sua Ar, mas outras são mais completas, incluindo informação sobre a configuração eletrónica das orbitais de valência (num átomo do elemento, não num ião), a eletronegatividade, a energia de ionização, a energia de afinidade etc. (Figura 2 é um exemplo que tem menos informação, apenas o número atómico e a Ar).

Figura 1 – Exemplo de uma tabela periódica. Clica na imagem para a veres melhor. Mostra o número atómico e a massa atómica relativa, presentes na maior parte das tabelas periódicas. Imagem de [4].
Figura 1 – Exemplo de uma tabela periódica. Clica na imagem para a veres melhor. Mostra o número atómico e a massa atómica relativa, presentes na maior parte das tabelas periódicas. Nesta tabela faltam os elementos mais recentes (cuja descoberta foi confirmada no final de 2015) e alguns dos elementos maiores mudaram de nome, mas isto, para a análise que está a ser feita, não é muito relevante. Imagem de [4].

No entanto, nem sempre é necessário que esta informação conste na tabela periódica. Só de olhar para ela podemos retirar algumas informações, como por exemplo:

1 – Sabemos que a energia de ionização (a energia necessária para “arrancar” um eletrão a um átomo com carga neutra, em eletrovolts, eV, ou kilojoules por mole, kJ/mol) aumenta ao longo dos períodos, atingindo o seu máximo nesse período com os gases nobres, mas diminui ao longo dos grupos.  Isto mostra-nos que os gases nobres (do grupo 18) são os elementos que atraem mais os seus próprios eletrões, ou seja, dá-nos uma ideia do quanto os elementos se “agarram” aos seus eletrões. No entanto, quanto maior o elemento, mais afastados do núcleo estão os eletrões de valência, para além de que tem mais camadas de eletrões, de carga negativa, que “bloqueiam” as forças de atração do núcleo, efeito chamado blindagem eletrónica, atraindo menos os eletrões (daí diminuir ao longo dos grupos). Basicamente, quanto maior a energia de ionização, mais difícil é para o elemento “largar” os seus eletrões, ou seja, menos metálico é o caráter do elemento. Quando a última “camada” de eletrões tem apenas um eletrão (todos os elementos do 1º grupo) é quando é mais fácil (requer menos energia) de os retirar ao átomo, formando um ião positivo (catião, mais uma vez, podes perguntar-me) ou partilhando com maior facilidade esse eletrão.

Figura 2 – Hidrogénio numa tabela periódica. Neste caso mostra a designação do grupo (é o elemento mais acima no grupo), a estrutura que forma quando a substância no estado puro é cristalizada (estrutura cristalina), as temperaturas de ebolição e fusão (medidas à pressão de 1 atmosfera), a densidade (medida a 27ºC) e a configuração da orbital de valência. Imagem de [4].
Figura 2 – Hidrogénio numa tabela periódica. Neste caso mostra a designação do grupo (é o elemento mais acima no grupo), a estrutura que forma quando a substância no estado puro é cristalizada (estrutura cristalina), as temperaturas de ebulição e fusão (medidas à pressão de 1 atmosfera), a densidade (medida a 27ºC) e a configuração da orbital de valência. Imagem de [5].

Em contraste,

2 – a eletronegatividade é uma medida qualitativa (e por isso adimensional) da capacidade de um elemento atrair eletrões para si mesmo e formar iões negativos (aniões) ou de “pedir” eletrões a outro átomo. No entanto, há uma medida quantitativa da capacidade de um elemento atrair eletrões para si mesmo – a afinidade eletrónica (em kJ/mol, é a energia libertada quando um átomo neutro ganha um eletrão). Ambas aumentam ao longo dos períodos (da esquerda para a direita) e decrescem ao longo dos grupos (de cima para baixo),  sendo que os elementos mais eletronegativos são o Fluor (F) e o Oxigénio (O). [6, 7] Como já referi para a energia de ionização, quanto mais afastada a orbital de valência está do núcleo, menor é a atração que o elemento tem por eletrões.

3 – Outra informação que podemos retirar da tabela periódica é o raio atómico. Isto era um conceito que eu não entendia muito bem no secundário (provavelmente por não ter prestado atenção nalguma aula em particular) e que agora percebo que é bastante simples. O raio atómico equivale a metade da distância entre os núcleos de dois átomos do mesmo elemento ligados covalentemente (ou seja, ambos partilham eletrões de igual forma, porque os atraem da mesma forma), e é medida em picómetros (pm, 1 x 10-12 m, ainda é 100 vezes menos que um Angström, ou seja, 1/100 de um Angström). Esta característica diminui ao longo dos períodos e aumenta ao longo dos grupos. Isto acontece porque o efeito do aumento do número de protões é maior na atração do núcleo pelos eletrões do que o efeito do aumento do número de eletrões tem na distância a que eles estão do núcleo, visto que são adicionados às mesmas orbitais. Ao mesmo tempo, quanto maior é o elemento, maior é o nível de energia (a orbital) de valência, mais afastado está do núcleo e maior é a blindagem eletrónica, fazendo com que os eletrões de valência estejam menos “agarrados” ao átomo e, por isso, afastam-se mais do núcleo.  [7]

4 – Em relação ao carácter metálico dos elementos (referido anteriormente) podemos dividir a tabela periódica em 3 segmentos: os metais (Figura 3), os não-metais (Figura 4) e os metais de transição (Figura 5).

Figura 3 – Representação dos metais na tabela periódica. Imagem de [1].
Figura 3 – Representação dos metais na tabela periódica. Imagem de [8].

Os metais são, com a exceção do mercúrio (Hg, que se encontra no estado líquido):

  • Sólidos
  • Bons condutores elétricos e de calor,
  • Maleáveis (pode-se moldar com facilidade e sem partir)
  • Dúcteis (podem-se esticar sem partir)
  • Bons agentes redutores
  • Perdem os seus eletrões de valência com facilidade
  • Formam óxidos básicos
Figura 4 – Representação dos não metais (A) e dos metais de transição (B) na tabela periódica. Imagem de [1].
Figura 4 – Representação dos não metais na tabela periódica. Imagem de [8].

Os não metais comportam-se ao contrário, se bem que não são todos líquidos ou gasosos à temperatura ambiente. Os metais de transição são algo intermédio, sendo que são muito valiosos (principalmente a Sílica, Si) por serem semicondutores, ou seja, as suas características de condução elétrica variam com uma série de fatores, como a temperatura, fazendo-os particularmente úteis na indústria informática. [8]

metais de transição
Figura 5 – Representação dos metais de transição na tabela periódica. Imagem de [8].

Já deves ter reparado que há dois períodos à parte, os Lantanídeos e os Actinídeos, conhecidos como os elementos raros da Terra. São todos metais, no entanto, os Lantanídeos são mais parecidos com os metais de transição que os Actinídeos. Os actinídeos são todos radioativos (devido à sua instabilidade) e podem ser submetidos a reações nucleares, como a fissão, facilmente. Para além disso, pertencem ao bloco f da tabela periódica, que, para explicar, terei de voltar às orbitais de valência.[9, 10]

5 – A tabela periódica pode, ainda, ser dividida de outra forma: de acordo com a sua orbital de valência. Assim, podemos dividi-la em 4 blocos: s, d, p e f, representados na Figura 6. Estes blocos referem-se ao tipo de orbitais de valência que esses elementos têm quando falamos de átomos de carga neutra. Os Lantanídeos e Actinídeos, como podes ver, têm uma orbital de valência diferente, o que pode estar na origem dos seus comportamentos diferentes do resto da tabela periódica.

Figura 6 – Representação dos blocos de orbitais de valência da tabela periódica. Imagem de [2].
Figura 6 – Representação dos blocos de orbitais de valência da tabela periódica. Imagem de [11].

Queres saber como se preenchem as orbitais atómicas? Diz-me qualquer coisa! Ficas a perceber como isto funciona e podes tirar dúvidas.

Esclareceu-te as dúvidas?

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Referências

  1. Royal Society of Chemistry. Table formation. Development of the periodic table 2016; Available from: http://www.rsc.org/periodic-table/history/about.
  2. Leigh, J., Periodic Tables and IUPAC Chemistry International, 2009. 31(1).
  3. BBC. Changes to the Earth and it’s atmosphere. GCSE Bitesize 2016; Available from: http://www.bbc.co.uk/schools/gcsebitesize/science/aqa_pre_2011/oils/changesrev6.shtml.
  4. LeVanHan. File: Periodic-table.jpg. Wikipedia 2008; Available from: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic-table.jpg.
  5. Lopez, J., et al. PERIODIC TABLE Physical Science 2002; Available from: https://msnucleus.org/membership/html/jh/physical/periodictable/lesson2/periodic2a.html.
  6. Nave, R. Chemical Bond Energy Considerations. 2016 [cited 2016; Available from: http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/chemical/bondd.html#c2.
  7.  Ramireddy, S., B. Zheng, and E. Nguyen. Periodic Trends. ChemWiki 2016; Available from: http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Inorganic_Chemistry/Descriptive_Chemistry/Periodic_Trends_of_Elemental_Properties/Periodic_Trends.
  8.  The Periodic Table: Metals, Nonmetals, and Metalloids. For Dummies; Available from: http://www.dummies.com/how-to/content/the-periodic-table-metals-nonmetals-and-metalloids.html.
  9.  Ramireddy, S., B. Zheng, and E. Nguyen. Lanthanides: Properties and Reactions. ChemWiki 2016; Available from: http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Inorganic_Chemistry/Descriptive_Chemistry/Elements_Organized_by_Block/4_f-Block_Elements/The_Lanthanides/aLanthanides%3A_Properties_and_Reactions.
  10.  Ramireddy, S., B. Zheng, and E. Nguyen. General Properties and Reactions of The Actinides. ChemWiki 2016; Available from: http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Inorganic_Chemistry/Descriptive_Chemistry/Elements_Organized_by_Block/4_f-Block_Elements/The_Actinides/1General_Properties_and_Reactions_of_The_Actinides.
  11.  Roshan220195. File: Periodic Table 2.svg. Wikipedia 2012; Available from: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_Table_2.svg.

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