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Respondendo à Daniiiiii: Quem descobriu cada elemento químico?r

30 Abril, 2008 de Profª Cristiana de B. Passinato

Tabela que ordena os elementos químicos em diferentes critérios:

Número atômico (Z)	Nome	Símbolo	Ano da descoberta	Descobridor(es)
1	Hidrogénio	H	1766	Cavendish
2	Hélio	He	1895	Ramsay e Cleve
3	Lítio	Li	1817	Arfvedson
4	Berílio	Be	1797	Vauquelin
5	Boro	B	1808	Davy e Gay-Lussac
6	Carbono	C	Pré-história	Desconhecido
7	Nitrogénio / Azoto	N	1772	Rutherford
8	Oxigénio	O	1774	Priestley e Scheele
9	Flúor	F	1886	Moissan
10	Néon	Ne	1898	Ramsay e Travers
11	Sódio	Na	1807	Davy
12	Magnésio	Mg	1755	Black
13	Alumínio	Al	1825	Oersted
14	Silício	Si	1824	Berzelius
15	Fósforo	P	1669	Brandt
16	Enxofre	S	Pré-história	Desconhecido
17	Cloro	Cl	1774	Scheele
18	Árgon / Argônio	Ar	1894	Ramsay e Rayleigh
19	Potássio	K	1807	Davy
20	Cálcio	Ca	1808	Davy
21	Escândio	Sc	1879	Nilson
22	Titânio	Ti	1791	Gregor e Klaproth
23	Vanádio	V	1801	del Rio
24	Crómio	Cr	1797	Vauquelin
25	Manganês	Mn	1774	Gahn
26	Ferro	Fe	Pré-história	Desconhecido
27	Cobalto	Co	1735	Brandt
28	Níquel	Ni	1751	Cronstedt
29	Cobre	Cu	Pré-história	Desconhecido
30	Zinco	Zn	Pré-história	Desconhecido
31	Gálio	Ga	1875	Lecoq de Boiskaudran
32	Germânio	Ge	1886	Winkler
33	Arsénio	As	ca. 1250	Albertus Magnus
34	Selénio	Se	1817	Berzelius
35	Bromo	Br	1826	Balard
36	Crípton/Criptônio	Kr	1898	Ramsay e Travers
37	Rubídio	Rb	1861	Bunsen e Kirchhoff
38	Estrôncio	Sr	1790	Crawford
39	Ítrio	Y	1794	Gadolin
40	Zircónio	Zr	1789	Klaproth
41	Nióbio	Nb	1801	Hatchet
42	Molibdénio	Mo	1778	Scheele
43	Tecnécio	Tc	1937	Perrier e Segrè
44	Rutênio	Ru	1844	Claus
45	Ródio	Rh	1803	Wollaston
46	Paládio	Pd	1803	Wollaston
47	Prata	Ag	Pré-história	Desconhecido
48	Cádmio	Cd	1817	Stromeyer e Hermann
49	Índio	In	1863	Reich e Richter
50	Estanho	Sn	Pré-história	Desconhecido
51	Antimónio	Sb	Pré-história	Desconhecido
52	Telúrio	Te	1782	von Reichenstein
53	Iodo	I	1811	Courtois
54	Xénon/Xenônio	Xe	1898	Ramsay and Travers
55	Césio	Cs	1860	Kirchhoff and Bunsen
56	Bário	Ba	1808	Davy
57	Lantânio	La	1839	Mosander
58	Cério	Ce	1803	von Hisinger and Berzelius
59	Praseodímio	Pr	1895	von Welsbach
60	Neodímio	Nd	1895	von Welsbach
61	Promécio	Pm	1945	Marinsky and Glendenin
62	Samário	Sm	1879	Lecoq de Boisbaudran
63	Európio	Eu	1901	Demaçay
64	Gadolínio	Gd	1880	de Marignac
65	Térbio	Tb	1843	Mosander
66	Disprósio	Dy	1886	Lecoq de Boisbaudran
67	Hólmio	Ho	1878	Soret
68	Érbio	Er	1842	Mosander
69	Túlio	Tm	1879	Cleve
70	Itérbio	Yb	1878	de Marignac
71	Lutécio	Lu	1907	Urbain
72	Háfnio	Hf	1923	Coster and vón Hevesy
73	Tântalo	Ta	1802	Ekeberg
74	Tungsténio	W	1783	Gebrüder de Elhuyar
75	Rénio	Re	1925	Noddack, Tacke and Berg
76	Ósmio	Os	1803	Tenant
77	Irídio	Ir	1803	Tenant and andere
78	Platina	Pt	1557	Scaliger
79	Ouro	Au	Pré-história	Desconhecido
80	Mercúrio	Hg	Pré-história	Desconhecido
81	Tálio	Tl	1861	Crookes
82	Chumbo	Pb	Pré-história	Desconhecido
83	Bismuto	Bi	1540	Agricola
84	Polónio	Po	1898	Marie and Pierre Curie
85	Astato	At	1940	Corson and MacKenzie
86	Rádon/Radônio	Rn	1900	Dorn
87	Frâncio	Fr	1939	Perey
88	Rádio	Ra	1898	Marie and Pierre Curie
89	Actínio	Ac	1899	Debierne
90	Tório	Th	1829	Berzelius
91	Protactínio	Pa	1917	Soddy, Cranston and Hahn
92	Urânio	U	1789	Klaproth
93	Neptúnio	Np	1940	McMillan and Abelson
94	Plutônio	Pu	1940	Seaborg
95	Amerício	Am	1944	Seaborg
96	Cúrio	Cm	1944	Seaborg
97	Berquélio	Bk	1949	Seaborg
98	Califórnio	Cf	1950	Seaborg
99	Einstênio	Es	1952	Seaborg
100	Férmio	Fm	1952	Seaborg
101	Mendelévio	Md	1955	Seaborg
102	Nobélio	No	1958	Seaborg
103	Laurêncio	Lr	1961	Ghiorso
104	Rutherfórdio	Rf	1964/69	Flerow oder Ghiorso
105	Dúbnio	Db	1967/70	Flerow oder Ghiorso
106	Seabórgio	Sg	1974	Oganessian
107	Bório	Bh	1976	Oganessian
108	Hássio	Hs	1984	Society for Heavy Ion Research
109	Meitnerio	Mt	1982	Society for Heavy Ion Research
110	Darmstádio	Ds	1994	Society for Heavy Ion Research
111	Roentgênio	Rg	1994	Society for Heavy Ion Research
112	Unúnbio	Uub	1996	Society for Heavy Ion Research
113	Ununtrio	Uut
114	Ununquádio	Uuq
115	Ununpentio	Uup
116	Ununhexio	Uuh
117	Ununséptio	Uus
118	Ununóctio	Uuo

Obtido em “http://pt.wikipedia.org/wiki/Anexo:Lista_de_elementos_qu%C3%ADmicos“

Categorias: Elementos químicos | Listas de química

Fonte: Wikipedia

Continuando e complementando, mais sobre a história da Tabela Periódica:

Fonte: Clube de Ciências do Centro Ciência
Viva de Vila do Conde, Portugual

A HISTÓRIA DA

TABELA PERIÓDICA

Textos extraídos dos trabalhos
de:

Patrícia Isabel Magalhães
Araújo; Sofia Raquel Magalhães Araújo;
Clara Ângela Magalhães Loureiro; Vânia Manuela
Pereira Pinto;
Íris Raquel F. Sampaio da Costa,

do Clube de Ciências do Centro
Ciência CV de Portugual.
SINTMOLB - Departamento de Química da UFMS.
C.A. dos Santos, do Instituto de Física da
UFRGS

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:

ANTOINE LAVOISIER

E OS GRUPOS

Antoine Lavoisier
(1743-94)

Primeiro químico a agrupar os
vários elementos.

Classificação em
grupos

Em 1789 Lavoisier publicou um dos livros mais
influentes na química. Esse livro denominava-se de
Traité Élémentaire de Chimie, e nele
Lavoisier deu a conhecer uma lista de “substâncias simples
que não poderiam ser decompostas por qualquer tipo de
processo de análise”, ou seja, deu a conhecer uma lista de
elementos, dividindo-a em vários grupos.

No primeiro grupo ele colocou o oxigênio, o
azoto ou nitrogênio, o hidrogênio, a luz e o
calor.

No segundo grupo colocou o enxofre, o
fósforo, o carbono, o cloro e o flúor. A estes
elementos Lavoisier chamou-os de elementos “acídicos” uma
vez que estes formavam um ácido quando reagiam com o
oxigênio.

No terceiro grupo colocou os elementos
metálicos: a prata, o arsênio, o bismuto, o cobalto, o
cobre, o tungstênio e o zinco.

Finalmente no quarto grupo, colocou elementos a que
chamou de simple earthy salt - forming substances: a
lima (óxido de cálcio), a baryta (óxido de
bário), a magnésia (óxido de magnésio),
a alumina (óxido de alumínio) e a sílica
(dióxido de silício). Lavoisier considerava este
último grupo constituído por elementos uma vez que
era difícil decompor estas substâncias em algo mais
simples.

Sabemos agora que esses compostos não
são mais do que combinações de vários
elementos com o oxigênio que são difíceis de
decompor.

J. W. DOBEREINER

E AS TRÍADES

J.W. Dobereiner (1780
-1849)

Agrupou os vários elementos em
três
dando o nome de tríades.

O trabalho de Lavoisier foi bastante importante,
uma vez que foi ele que implementou a idéia de que existe
uma relação entre os vários elementos.
Contudo, não conseguiu classificar os elementos tendo em
conta uma propriedade específica desses mesmos
elementos.

Foi Dobereiner, cientista alemão, que em
1817 tentou compor o “quebra-cabeça”. Dobereiner percebeu
que três elementos recentemente isolados, cálcio (Ca),
estrôncio (Sr) e bário (Ba), tinham propriedades que
eram muito semelhantes.

Pensou o seguinte: Se
estes elementos eram muito semelhantes poderiam então
ser relacionados
quimicamente.

Observou o seguinte:

• O cálcio, o estrôncio e o
bário existem naturalmente sob a forma de carbonatos e
sulfatos que não se dissolvem na água e que
não se decompõem facilmente quando
aquecidos.

• Os cloretos de cálcio,
estrôncio e bário são solúveis em
água.

• Os óxidos quando dissolvidos em
água dão origem a uma solução
fortemente alcalina.

Estes três elementos foram isolados do mesmo
modo; através da eletrólise de cloreto fundido por
Davy em 1808.

Dobereiner observou
também que a massa atômica relativa do estrôncio
era praticamente a média aritmética das massas
atômicas relativas dos elementos dos extremos, neste caso do
cálcio, Ar (Ca) = 40, e do bário, Ar (Ba) =
137, (40 + 138) : 2 =
88,5.

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	40
Estrôncio	88 >>> (40 + 137) / 2 = 8,5
Bário	137

A esta série de três elementos que
apresentavam propriedades muito semelhantes ele denominou de
Tríades. Em anos mais tarde descobriu mais
dois grupos de tríades constituídos pelos seguintes
elementos: cloro, bromo e iodo e lítio, sódio e
potássio.

Dobereiner verificou que para além das
propriedades serem semelhantes verificava-se ainda que a
média aritmética das massas atômicas relativas
dos elementos extremos era praticamente igual à massa
atômica relativa do elemento do meio. Pensou então que
tinha descoberto a chave do problema: todos os elementos da
natureza deveriam ser agrupados em grupos de três.

A descoberta de
Dobereiner ficou conhecida como a Lei das
Tríades. Contudo, nem todos
os elementos se podiam classificar deste modo. Surgiu então
uma nova classificação.

JONH NEWLANDS

E AS OITAVAS

Propôs em 1863 a Lei das oitavas na
qual os
elementos se agrupavam em oito
tal como acontece na escala musical.

Antes de se propor uma nova
classificação, era necessário descobrir as
massas atômicas relativas dos vários elementos que
eram conhecidos.

Em 1864, Newlands ordenou os elementos então
conhecidos por ordem crescente de massas atômicas relativas.
Newlands verificou que se considerasse J. A. R. Newlands, uma
classificação baseada na massa atômica
relativa, um dado elemento (por exemplo, o lítio)
apresentava propriedades semelhantes ao oitavo elemento a contar a
partir dele (isto é, o sódio). A esta
relação Newlands chamou a Lei das
Oitavas, que dizia ser uma espécie de
repetição tal como ocorre com as oitavas da escala
musical.

Apesar de ter sido ridicularizado pela Sociedade de
Química de Londres, Newlands sugere, com a Lei das
Oitavas, uma classificação
sistemática onde surge pela primeira vez o princípio
envolvido na atual classificação dos
elementos.

Mas Newlands viu que a sua lei apenas
funcionava corretamente para as duas primeiras oitavas, na terceira
e nas seguintes não se verificava. Foram encontrados
então dois grandes erros:

• em algumas colunas onde se encontram
elementos com propriedades semelhantes, há elementos que
não deveriam pertencer a essa coluna — por
exemplo, os metais cobalto e níquel que se encontram entre o
cloro e o bromo. Esta foi uma das razões para que a
classificação de Newlands não fosse
aceite.

Mas existe ainda mais um erro:

• O telúrio (Te) foi colocado antes do
iodo, mas a sua massa atômica relativa é
maior.

H	Li	Be	B	C	N	O
F	Na	Mg	Al	Si	P	S
Cl	K	Ca	Cr	Ti	Mn	Fe
Co,Ni	C	Zn	Y	In	As	Se
Br	Rb	Sr	Ce,La	Zr	Di,Mo	Ro,Ru
Pd	Ag	Cd	Sn	U	Sb	Te
I	Cs	Ba,V	Ta	W	Nb	Au
Pt,Ir	Os	Hg	Tl	Pb	Bi	Th

LOTHAR MEYER

E AS CURVAS

(1830 – 95)

Relacionou o volume atômico
com o número atômico dos
elementos.

Em 1864 Lothar Meyer, químico alemão,
estudou a relação existente entre o volume
atômico dos elementos e as respectivas massas. Ele
representou graficamente o volume atômico em
função da massa atômica relativa.

Se repararmos, o lítio, sódio e
potássio correspondem aos pontos mais altos da curva, assim
como o rubídio e o césio, todos eles pertencem
à mesma família. Foi fácil “construir” esta
família, mas para formar outros grupos foi um pouco mais
complicado uma vez que era mais difícil relacionar a sua
posição relativa.

Da curva de Lothar Meyer foi possível chegar
a uma classificação periódica dos elementos
que tinham propriedades semelhantes.

Fonte: Marcelo Eichlere José Claudio Del
Pino em Quím. Nova vol.23 n.6 São Paulo Dec.
2000

A curva demonstra que
existe uma relação entre o volume atômico e a
massa atômica relativa.

Dimitri Ivanovitch Mendeleev, um químico
russo que trabalhava em conjunto com Lothar Meyer publicou em 1869
o seu trabalho. Mendeleev começou por estudar com especial
cuidado os elementos constituintes de substâncias que se nos
deparam no nosso dia-a-dia, como a água, os compostos
orgânicos e o sal (cloreto de sódio).

Continuou o seu trabalho convencido de que todas as
substâncias puras existentes, elementares ou compostas, eram
formadas de diferentes modos, a partir das diversas classes de
átomos — os elementos
químicos — resultando daí
propriedades específicas para essas
substâncias.

Pela análise cuidadosa, descobriu as
propriedades de alguns elementos mais comuns na Natureza
(hidrogênio, carbono, azoto, oxigênio, cloro, etc.), e
anotou-as em cartões, um para cada elemento. Procurou,
depois, dispor esses cartões de várias maneiras, de
modo a encontrar a melhor forma de
classificá-los.

E, aí, fez-se luz no seu
espírito!

Os elementos ordenados
segundo o valor do seu peso atômico apresentavam uma
periodicidade nas suas propriedades! Eles deveriam, pois,
ser arrumados de modo a que esta
periodicidade fosse visível. Mendeleev tinha feito o mesmo
que Newlands, mas com duas grandes
diferenças:

• Mendeleev assumiu que a
posição relativa de alguns elementos deveria ser
alterada. Assim, por exemplo, o telúrio deveria ser colocado
antes do iodo, embora a sua massa atômica relativa seja
127,60 e a do iodo seja 126,90. Assinalou também as
inversões de outros pares de elementos como o árgon e
o potássio, cobalto e níquel e tório e
protactínio.

• Quando Mendeleev elaborou o seu quadro
periódico alguns elementos ainda estavam por descobrir, pelo
que deixou alguns espaços em branco.

A genialidade e ousadia de Mendeleev tornaram-se
evidentes por ter previsto a existência de elementos
então desconhecidos baseando-se na sua
classificação.

Mendeleev deixou alguns espaços vazios na
sua tabela para elementos como o ekaboro, o eka-alumínio e o
eka-silício, que foram descobertos posteriormente e que se
conhecem, atualmente, com os nomes de escândio, gálio
e germânio, respectivamente.

Exemplo: No caso do
germânio, Mendeleev previu uma massa atômica de 72
quando experimentalmente se verificou que é de 72,6 e uma
densidade de 5,5 quando experimentalmente é de 5,47. Na
tabela que construiu, Mendeleev associou os elementos de tal modo
que:

• Os que
constituem um grupo eram dotados de comportamento químico
semelhante;

•
Havia um diferencial gradual nas propriedades
reveladas pelos elementos dos vários grupos, sendo o
sódio e o cloro os que mais se afastavam entre si pelos
valores que apresentavam para essas
propriedades;

•
Percorrendo a sua tabela, de elemento para elemento,
por ordem crescente de massas atômicas, iam-se encontrando
periodicamente os elementos de um mesmo
grupo.

Daí a designação de Tabela
Periódica dos Elementos.

O sistema periódico de Mendeleev obteve um
grande êxito e é uma ferramenta imprescindível
para os químicos atuais. Não obstante, esta
classificação periódica não está
isenta de defeitos. Assim, por exemplo, existem discrepâncias
ao ordenar os elementos atendendo às suas massas
atômicas. Também não é fácil
encontrar uma única ligação para o
hidrogênio dado que as suas propriedades são muito
peculiares. Existe ainda uma separação nítida
entre metais e não-metais, especialmente nos grupos centrais
do sistema periódico.

Tabela periódica dealizada
por Dimitri Mendeleev

Com o evoluir da Física no século XX
e o conhecimento da estrutura do átomo, os cientistas
começaram a interrogar-se sobre a periodicidade das
propriedades químicas dos elementos, se esta não
seria uma conseqüência da estrutura interna do
átomo.

A descoberta do número
atômico

Foi Moseley quem, ao
considerar como unitária a carga do núcleo do
átomo de hidrogênio, provou que as cargas positivas
dos núcleos de todos os átomos são
múltiplas daquele, designando-se esse número por
número atômico que se representa por
Z.

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.

ANTERIOR

CONSTRUÇÃO

DA TABELA PERIÓDICA

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
melhor entendimento, considere, na figura a seguir, a
seqüência da primeira parte dessa lista de
elementos.

Na 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 todos os gases
que, a temperatura e pressões ordinárias ou
comuns, são pouco ativos quimicamente, ou nobres. O
termo “nobre” está relacionado ao fato de que os metais
preciosos como prata, ouro, platina e outros poucos
reativos, foram a princípio denominados metais
nobres.

Os gases
nobres

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

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

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 essas 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

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=57) 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 outras, 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.

NOMES ESPECIAIS

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

Nome do grupo	Grupo	Elementos	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.

PROPRIEDADES

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).

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:

Variação do Volume Atômico

Variação da Densidade

Variação dos Pontos de Fusão
(Energia de Ionização)

Variação da Afinidade Eletrônica
(Eletroafinidade)

Eletronegatividade

VARIAÇÃO DO

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 aumenta da 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

VARIAÇÃO DO

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.

Gráfico do volume atômico em
função do numero atômico.

VARIAÇÃO DA

DENSIDADE ATÔMICA

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

VARIAÇÃO DOS

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