A evolução da tabela periódica

A evolução da tabela periódica

EVOLUÇÃO DAS IDÉIAS

As primeiras tentativas

A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química.

Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos.

Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iôdo, que tinham propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas.

Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes.

A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.

A segunda tentativa

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas.

Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society).

Nenhuma regra numérica, foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas.

A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas.

A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, pôr Dimitri Ivanovich Mendeleev.

A descoberta do número atômico

Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.

Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos.

A tabela atual se difere bastante da de Mendeleef. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

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 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.

O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.

A tabela de Mendeleev

A tabela periódica é atribuída a Mendeleev, que a melhor desenvolveu.

Mendeleev foi um professor de química e, quando preparava um livro didádico para seus alunos, descobriu que se arrumasse os elementos na ordem do aumento dos pesos atômicos, os mesmos com propriedades semelhantes ocorreriam em intervalos periódicos. O gênio de Mendeleev estava no fato de ele dividir esta lista de elementos em séries de linhas e empilhá-las com os elementos de propriedades semelhantes arrumados em colunas verticais chamadas grupos. Ele também precisou inverter a ordem crescente de pesos atômicos do telúrio e iodo, cujos pesos atômicos, em 1869, pensavam-se ser 128 e 127, respectivamente. Eles foram colocados na tabela em ordem inversa (de acordo com os pesos atômicos) porque suas propriedades impunham que o telúrio fosse colocado no grupo 6 e o iodo no grupo 7.

Os “buracos” da tabela periódica

Uma vantagem da tabela de Mendeleev é que, por ela, foi possível prever as propriedades dos elementos que faltavam, pois os elementos agrupados em uma mesma coluna tinham que ter propriedades similares. Por exemplo, o germânio, que se situa abaixo do silício e acima do estanho, no grupo 4, não tinha sido descoberto quando Mendeleev construiu sua tabela. Portanto, aparecia um espaço vazio nesta posição. Com base na sua posição na tabela, Mendeleev predisse que as propriedades do germânio, que ele chamou de “eca-silício”, deveriam ser intermediárias entre as do silício e as do estanho. E assim se confirmou posteriormente.

O enunciado moderno da tabela periódica

A necessidade de inverter a ordem com base nos pesos atômicos dos elementos na tabela, como ocorreu com o telúrio e o iodo, repetiu-se após a descoberta dos gases nobres. Verificou-se que o peso atômico do argônio era maior que do potássio; todavia, com base nas propriedades físicas e químicas, o potássio pertencia, claramente, ao grupo 1 (segundo o argônio), enquanto que o argônio tinha que ser incluído em outro grupo, junto com os demais gases nobres. Estas inversões não representam, no entanto, nenhum problema, e o arranjo correto é obtido quando os elementos são colocados na ordem crescente de números atômicos em vez de pesos atômicos.

Isto leva-nos ao enunciado moderno da lei periódica: arrumando-se os elementos químicos em ordem crescente de número atômico, observa-se uma repetição periódica de propriedades físicas e químicas. Assim, é a carga nuclear que se associa ao número atômico e ao número de elétrons no átomo neutro, que são importantes para determinar a seqüência na qual os elementos aparecem na tabela, sendo responsáveis pelas suas propriedades.

USO DA TABELA PERIÓDICA

É interessante salientar que o aluno não ganha e também não perde por memorizar a tabela periódica e este artigo não tem o objetivo de promover esta atividade. Entenda-se memorizar, descrito nos trechos anteriores, como produto saudável de uma utilização considerável da tabela periódica, pois trás embutido alguns benefícios como agilidade e esperteza na hora dos exercícios.

A denominação correta dos elementos em reações químicas é extremamente importante:

Tornar-se mais esperto e ágil quanto ao uso da tabela periódica não é apenas uma atividade que é adquirida pelo aluno e apenas por meio dele; o educador também tem influência neste resultado quando ministra suas aulas de reações químicas.

Entendendo a tabela planetária:

A nova classificação periódica dos elementos é visivelmente diferente; observando a tabela nota-se que os elementos de transição externa apresentam-se na parte inferior; os de transição interna na esquerda e superior e os representativos na direita e direita superior.

Resgatando os conceitos de modelo atômico, em particular o de Rutherford, nota-se características em comum à inovada tabela, até mesmo no nome em que é mais conhecido: modelo planetário do átomo.

Admitindo os acertos e evoluções propostos pelo modelo do físico Rutherford, “o átomo teria um núcleo positivo, que seria muito pequeno em relação ao todo mas teria grande massa e, ao redor deste, os elétrons, que descreveriam órbitas circulares em altas velocidades, para não serem atraídos e caírem sobre o núcleo. A eletrosfera seria cerca de dez mil vezes maior do que o núcleo atômico, e entre eles haveria um espaço vazio”.

Formulando meios de utilização da tabela planetária:

A tabela periódica usual embute propriedades dos elementos químicos, tais como exemplo, Raio Atômico, Energia de Ionização e Eletronegatividade; a nova tabela proposta pelo biólogo Philip Stewart também deve, no sentido de obrigatoriedade, embutir estas propriedades.

Estudando uma forma de tornar possível a visualização das propriedades periódicas na classificação planetária, pude perceber que a sua utilidade química não foi aperfeiçoada em mesmo grau quanto visual.

Raio Atômico:

Para se fazer avaliação do Raio Atômico (RA) deve-se partir do suposto que a tabela começa a partir dos gases nobres e toda avaliação de RA deve partir inicialmente deles; então em verificação de RA para elementos de mesmo período, este será no sentido horário da galáxia. Para fazer a avaliação, basta considerar a família dos gases nobres como ponto zero da galáxia, os elementos de mesmo período que tiverem mais próximos a esta referência no sentido horário, terão maior RA.

Para avaliação de RA de elementos de uma mesma família basta classificar o elemento que tiver mais próximo à extremidade como de maior RA, a menos que este elemento seja de transição externa.

Para avaliação de RA de elementos que pertencem a famílias e períodos diferentes, o raciocínio de maior RA segue a analogia da evolução de uma esfera, mesmo se tratando de elementos que ultrapassam a família dos gases nobres, mas não para elementos de transição. Para os elementos de transição interna, esta regra apresenta diversas exceções, mesmo na tabela usual, no 7° nível ou ultima eletrosfera da tabela planetária.

Energia de Ionização:

A propriedade Energia de Ionização na tabela periódica usual segue a analogia contrária ao RA; na tabela planetária não é diferente, exceto para avaliações de elementos de um mesmo período que precisam ultrapassar a família dos gases nobres.

Para se fazer avaliação da Energia de Ionização (EI) em elementos de mesmo período, maior será este, caso se encontre nas proximidades da família dos gases nobres. No mesmo período, caso a avaliação ultrapasse a família dos gases nobres, considera-se esta família como ponto zero e o elemento mais à direita, no sentido horário, terá maior EI.

Para avaliação de E de elementos de uma mesma família, aqueles que estiverem mais ao centro do sistema planetário serão o de maior EI. Esta regra é bem válida para elementos do meio – direito, representativos com exceção dos de transição, e alcalinos, incluindo os terrosos.

Para avaliação de EI de elementos que pertencem a famílias e períodos diferentes o raciocínio de maior EI segue o contrário ao da evolução de uma esfera, o que é mais válido para os elementos do meio – direito da galáxia.

Se a avaliação envolver a ultrapassagem da família dos gases nobres, o elemento de maior EI passa a ser identificado como a avaliação do sentido da evolução de uma esfera. Este último raciocínio também é o mais adequado para avaliação de EI entre elementos de transição externa.

Para elementos de transição externa, vale uma regra, enquadra-se como de maior EI aquele que mais se aproxima da família do Boro no sentido anti-horário, preferencialmente em níveis inferiores.

Eletronegatividade:

Para se fazer avaliação da Eletronegatividade (E) em elementos do mesmo período, deve-se retomar a estratégia de considerar a família dos gases nobres como ponto zero, e classificar os que mais se aproximas deste como de maior E, mesmo para avaliações que ultrapassam essa família, porém priorizar aqueles que se apresentam à direita.

Para avaliação de E de elementos de uma mesma família, classifica-se como de maior E os elementos que se apresentam no sentido contrário à evolução de uma esfera, exceto para elementos de transição interna e externa.

Para avaliação de E de elementos que pertencem a famílias e períodos diferentes que envolvam metais de transição externa, aqueles à direita da família do Ferro, prioriza-se a parte inferior do sistema como sendo de maior E. Caso a avaliação percorra a família dos gases nobres, classifica-se como sendo de maior E, aqueles que a direita deste ponto se encontram, preferencialmente os mais internos.

MODELO DE TABELAS

CONCLUSÃO

A tabela periódica é, provavelmente, a ferramenta mais útil que os químicos têm à sua disposição. Veremos como ela pode ser usada para correlacionarem muitas das informações teóricas e experimentais da Química que o leitor levará consigo ao terminar um curso de química. Do ponto de vista do desenvolvimento da teoria relativa à estrutura do átomo, a tabela periódica representa uma compilação de dados experimentais que devem ser explicados. Uma teoria bem-sucedida deve, de alguma forma, explicar o modo pelo qual a tabela está estruturada. Por exemplo, ela deve explicar por que existem apenas dois elementos no 1º período, por que existem oito em cada um dos períodos 2 e 3, e assim por diante. Deve, também, por que os elementos de um dado grupo exibem propriedades similares.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Site:http://www.artigos.com/artigos/exatas/quimica/uso-da-tabela-periodica-e-a-nova-tabela-periodica-e-suas-aplicabilidades-2697/artigo/ (Matheus Venturini Almeida)

Revista Veja, fevereiro de 2006, Ed. Abril, pp. 20-21

www.calion.com/cultural/atomo/start.htm – acessado em 05 de novembro de 2007

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http://lqes.iqm.unicamp.br/canal_cientifico/lqes_news/lqes_

news_cit/lqes_news_2005/lqes_news_novidades_637.html – acessado em 07 de novembro de 2007

http://pt.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B4mico_de_Rutherford – acessado em 29 de novembro de 2007

Site: http://br.geocities.com/chemicalnet/ht_txt6.html

Livro: BRADY E., James e HUMISTON E., Gerard. Química Geral. 2º edição, Livros técnicos e científicos editora. 1986. Pág. 74 a 78.

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