Ligações químicas: introdução.

Há algum tempo eu apresentei em uma postagem (link) na qual eu reuni um conjunto de substâncias e comentei brevemente sobre algumas de suas propriedades. Na sequência eu apresentei cada um dos modelos atômicos estudados na química do ensino médio. A próxima etapa consistiu de informar sobre a tabela periódica e as propriedades nela reconhecidas e padronizadas.

A pessoa mais atenta pode se perguntar o motivo de tudo isso? Trata-se de entender como os átomos são para entender como eles são capazes de se combinar para formar as diferentes substância encontradas na natureza. A perspectiva proposta por Demócrito não se alterou, apenas o meio para alcançá-la.

Funções orgânicas oxigenadas: ácido carboxílico.

O grupo dos ácidos carboxílicos constitui um ponto chave no estudo dos compostos orgânicos, justamente por se tratar de um tipo de substância com muitas outras dela derivadas. Focando apenas nos ácidos carboxílicos neste momento, partimos do seu grupo funcional, conhecido por grupo carboxila:

Para ser ácido carboxílico, união de hidroxila com carbonila, é necessário que a quarta ligação do átomo de carbono seja com outro carbono ou com hidrogênio. Fica o lembrete de que é um grupo funcional de extremidade de cadeia, pelo fato de três das quatro ligações do carbono já se encontrarem "ocupadas". Isto faz com que o carbono do grupo funcional seja sempre primário.

Uma vez mais...

Uma vez mais o Flamengo entrou em campo neste ano de 2012 para empatar uma partida que parecia vencida. E uma vez mais Léo Moura entro em campo com a camisa do Flamengo. São agora 390 partidas, igual número alcançado por Biguá, meio campo rubro nefro por 13 temporadas.

Biguá defendeu o manto sagrado de 1941 a 1953, anotando sete gols e participando da conquista do primeiro tricampeonato carioca em 1942/43/44 e do carioca de 1953, que viria a ser o primeiro do segundo tricampeonato.

A saga de Léo Moura continua, assim como a zorra instituída na Gávea. Acompanhemos o que acontece...

Leis de Newton: a primeira lei.

Newton foi uma mente das mais brilhantes nos últimos cinco séculos. Londrino, estudou em Cambridge. Por acaso no mesmo período em que a peste negra chegou à Inglaterra. Isto fez com que o jovem Newton se isolasse para sobreviver e aproveitasse o período de folga para estudar a natureza. Obtendo aí as sementes do que viria a ser sua grande obra: "Principia", um livro sobre os princípios matemáticos da natureza.

Isaac Newton

Principia

Nele, entre outras informações, se encontram descritas suas três leis para o movimento e a matemática necessária para aplicá-las e compreendê-las. Vamos a elas então:

Tabela periódica: propriedades periódicas.

Chamamos de propriedades periódicas aquelas que encontramos sob um padrão dentro da tabela periódica (de acordo com o número atômico). Tais propriedades estão, com uma exceção, implícitas dentro da forma da tabela, são determinadas de forma comparativa para os elementos.

Tabela periódica em 2022 com a distinção entre metais e ametais.

São exemplos a densidade absoluta, o volume atômico, as temperaturas de fusão e ebulição. As propriedades periódicas mais recorrentes são as que apresentadas a seguir:

O vigésimo posto...

No desagradável empate do flamengo contra o Sport, em Recife, nosso lateral direito igualou-se a Newton Canegal como o vigésimo jogador a mais vezes vestir o manto sagrado. Léo Moura agora tem 389 partidas como profissional do Flamengo.

Newton foi nosso zagueiro de 1939 a 1952, sendo, portanto, tricampeão carioca de 1942/43/44. Ele marcou apenas um gol pelo Flamengo em 14 temporadas, isto ocorreu na goleada de 6 a 1 sobre o São Cristóvão em 21/10/1945. Mais detalhes sobre a carreira desse jogador aqui e aqui.

Jogo após jogo e dia após dia...

Funções orgânicas oxigenadas: álcool.

Começamos agora o estudo das funções orgânicas oxigenadas. Veremos nesse grupo substâncias constituídas por carbono, hidrogênio e oxigênio. O primeiro deles é o álcool, caracterizado pela hidroxila (一OH) ligada a um carbono saturado, ou seja, ligada a um carbono que faz quatro ligações simples.

A princípio, as outras ligações do átomo de carbono serão com hidrogênios ou com outros átomos de carbono, desde que estas, não sejam, obviamente, ligações duplas ou triplas. Fato que descaracteriza a função álcool.

A terra...

A maior foto já feita: 121 megapixels... tenso!

Muito boa a imagem...


Mais detalhes aqui.

Vesta, um asteroide?

Segundo divulgação do site inovação tecnológica, uma sonda enviada a Vesta para estudar o asteroide revelou ser este também um proto-planeta. Um astro que, na formação do sistema solar, adquiriu características de planeta em estágio de formação.

E quais seriam elas? Núcleo, manto e crosta. Como os planetas rochosos, Vesta, apesar de seu reduzido tamanho (110 Km de raio), possui um núcleo de ferro como a Terra ou Marte.

Tabela periódica: introdução.

Um dos objetos mais conhecidos e lembrados quando se fala de química é a Tabela Periódica. A estrutura atual foi proposta por Dmitri Ivanovich Mendeleiev em 1869 com o objetivo de reunir os sessenta elementos químicos então conhecidos e agrupá-los de acordo com semelhanças em suas propriedades químicas.

 

Edição a partir da versão publicada pela IUPAC em 4 de maio de 2022.

 

Com diferentes formatações e quantidades de elementos que variam ao longo do tempo, a Tabela Periódica é fonte de consulta preciosa tanto para iniciantes quanto para os mais experientes. Existem até, propostas por novos formatos como abaixo:

 

Tabela periódica em espiral.

 

Uma observação minha é que não importa muito a disposição dos elementos, se estão em colunas ou espiral, uma vez que eles se encontram em ordem crescente de número atômico, uma propriedade periódica. Mas, como você pode imaginar, não faz muito sentido falar de tabela periódica ou de propriedades periódicas sem antes falarmos dos elementos que a constituem. Sendo assim, a pergunta mais importante agora é: o que é um elemento químico? Você verá, ao longo deste tópico, que o significado de elemento não foi fácil de ser desenvolvido. Tanto que sua história se confunde com a da própria tabela periódica.

 

QUATRO ELEMENTOS

 

Terra, água, ar e fogo.

 

A palavra elemento (do grego stocheion) não é nova para a humanidade e os gregos (Tales de Mileto, Heráclito, Anaximandro e Anaxímenes) propuseram, em momentos distintos, diferentes elementos como a fonte de onde a matéria se originou. Sendo que Empédocles consolidou a hipótese dos quatro elementos, incluindo a terra, formando assim, as quatro entidades de elementos que seriam mantidos pelos alquimistas.

 

Empédocles (495 a 430 aec)

 

A concepção de que a mudança na proporção quantitativa dos elementos constituintes podia levar à mudança nas propriedades e aparência dos corpos foi a base teórica para a crença na transmutação de metais menos nobres naquele, cuja combinação de qualidades seria a mais perfeita possível: o ouro. Em outras palavras, mais ou menos fogo, seguido de água, terra ou ar era o suficiente para alterar o estado de um corpo e transformá-lo em outro material. Por mais absurdo que isto pareça hoje, mesmo para um estudante de ensino médio, fazia sentido naquela época. Afinal, sabia-se que, com fogo, a carne se transformava completamente ao assar. Mas era apenas uma pequena parte.

 

Essas tentativas foram empreendidas por alquimistas árabes e europeus durante o período medieval. Nesse período, os quatro elementos de Empédocles e, posteriormente, de Aristóteles, eram considerados como existentes em todas as substâncias; os metais, por exemplo, não eram considerados como corpos simples.

 

“O QUÍMICO CÉTICO”

 

Capa do livro “The Sceptical Chymist”.

 

A partir do desenvolvimento do método científico, o uso de práticas e explicações alquímicas para a natureza perderam cada vez mais o suporte em evidências. No livro “The Sceptical Chymist”, de 1661, Robert Boyle afirma que os elementos eram os constituintes que resultavam da análise química, ou seja, “os verdadeiros limites extremos da análise química”. Isto deu início a uma abordagem científica da química ao indicar uma direção na tentativa de definir elemento químico.

 

Representação de uma reação de decomposição.

 

Em termos modernos o que Boyle viu, mas não conseguiu se expressar adequadamente, foi que, quando se promove um fenômeno químico classificado como análise ou decomposição, substâncias compostas são transformadas (ou decompostas) nas substâncias simples dos elementos que a constituem, como se os estivesse separando. Quando não é mais possível separar os elementos por análise, significa que se chegou a um limite, à substância mais simples possível.

 

Robert Boyle (1627 a 1691) em 1689.

 

Ainda em linguagem atual, substâncias compostas são constituídas de átomos pertencentes a mais de um elemento químico, substâncias simples são constituídas por átomos pertencentes a apenas um elemento químico. Mas observe, a ideia de Boyle surgiu 142 anos antes de Dalton propor seu modelo atômico. Não foi por incompetência ou incapacidade a forma como ele se expressou, apenas apontou o que as evidências lhe diziam. Afinal, ele estava seguindo o método científico.

 

Óxido de mercúrio no estado sólido.

 

Um exemplo de reação de análise é a decomposição do óxido de mercúrio (HgO) em gás oxigênio (O₂) e mercúrio (Hg) líquido por aquecimento dele. Foi assim que, em 1774, Joseph Priestley descobriu o gás oxigênio. Veja a equação abaixo corretamente balanceada:

 

Joseph Priestley (1733 a 1804) entre 1794 e 1797.

 

“TRATADO ELEMENTAR DE QUÍMICA”

 

O ano de 1789, ano da publicação de “Traité Élémentaire de Chimie”, trouxe um novo avanço na construção daquela que viria a ser a tabela periódica. Lavoisier publicou nele uma lista com trinta e três substâncias elementares, isto é que não podiam ser decompostas em reações químicas, e das quais muitas fazem parte da tabela atual. Lavoisier classificou tais elementos em quatro grupos: substâncias simples, metálicas, não metálicas e salificáveis ou terrosas.

 

Capa do livro “Traité Élémentaire de Chimie”.

 

Sobre a ideia de substância simples, no livro “História da Química”, de 1992, Bensaude-Vincent e Stengers afirmam o seguinte:

 

“Se associarmos ao nome de elementos ou de princípios dos corpos a ideia do último termo ao qual chega a análise, todas as substâncias que não podemos decompor por meio algum são para nós elementos: não que possamos assegurar que estes corpos, que nós consideramos como simples, não sejam eles mesmos compostos de dois ou mesmo de um maior número de princípios, mas como estes princípios jamais se separam, ou antes, como não temos nenhum meio de os separar, eles comportam- se para nós como os corpos simples, e não devemos supô-los compostos senão no momento em que a experiência e a observação nos tenham fornecido a prova”.

 

Com a sistematização da Lei das proporções definidas por Joseph Louis Proust e a lei da conservação da massa por Lavoisier, foi consolidado o conhecimento que permitiu a John Dalton formular a lei das proporções múltiplas pela qual os átomos se combinavam numa proporção fixa. Isto permitiu o cálculo da massa atômica relativa dos átomos e, embora houvesse erros no cálculo de alguns elementos, como o oxigênio, permitiu a identificação e relação inequívoca entre os átomos e, consequentemente, as massas atômicas dos elementos.

 

A proposta de Lavoisier e colaboradores (Louis Bernard Guyton de Morveau, Claude Louis Berthollet e Antoine François de Fourcroy) de introduzir uma nova nomenclatura para as substâncias químicas teve como princípio geral que o nome da substância refletisse a sua composição; para tanto, a nova definição de elemento foi essencial.

 

 

Na imagem acima temos Marie-Anne Paulze (esposa Lavoisier, esquerda), Claudine Picardet (esposa de Morveau, com um livro), Claude Louis Berthollet, Antoine-François Fourcroy, Antoine Lavoisier (sentado) e Louis-Bernard Guyton de Morveau (direita). Imagine esta gente parada por horas nestas posições, faz qualquer manequim challenge parecer coisa de criança.

 

Humor à parte, em seu livro, Lavoisier apresenta os resultados de quase vinte e cinco anos de trabalho. Entre eles, uma tabela com aquelas que ele reconhece serem substâncias simples, incluindo oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, fósforo, mercúrio, zinco e enxofre. Os resultados de decomposições de substâncias compostas ou substâncias que não mais sofriam mais decomposição alguma. Uma análise desta tabela demonstra que ele já reconhecia os metais como substâncias simples. Apesar de se equivocar em relação a algumas, que são, na verdade, substâncias compostas. Chamam mais a atenção ele tratar a luz e o calórico (calor) como elementos.

 

Outro detalhe que compensa observar é o fato de Lavoisier usar em seu livro as palavras “princípio”, “elemento”, “substância simples” e “corpo simples” para referir a elemento químico. Pode parecer um erro grosseiro ou infantil aos olhos do menos atento, mas passa longe disso. O conceito de elemento químico se fundamenta no conceito de átomo. Como o trabalho de Lavoiser serviu de inspiração para Dalton desenvolver o primeiro modelo atômico moderno, não havia como ele acertar.

Tabela de substâncias simples de Antoine Lavoisier.

 

Lavoisier definiu um elemento como uma substância cujas unidades menores não podem ser divididas em uma substância mais simples.

 

MASSA ATÔMICA

 

Em 1808, Dalton publicou um método provisório para se calcular as massas atômicas dos elementos então conhecidos, isto se deu a partir de cálculos estequiométricos inferências razoáveis.

 

Em 1815, o médico e químico britânico William Prout notou que as massas atômicas pareciam ser múltiplas das massas atômicas do elemento hidrogênio.

 

TRÍADES

 

Em 1817, o físico alemão Johann Wolfgang Döbereiner começou a formular uma das primeiras tentativas de classificar os elementos. Mas apenas em 1829, ele descobriu que poderia organizar alguns dos elementos em grupos de três, com os membros de cada grupo tendo propriedades relacionadas. Ele chamou esses grupos de tríades. A relação entre as propriedades era a seguinte: o elemento do meio tinha massa atômica igual à média aritmética simples entre as massas dos outros dois.

 

Johann Wolfgang Döbereiner (1780 a 1849)

 

Por exemplo: carbono (C), nitrogênio (N) e oxigênio (O) possuem massas 12 u, 14 u e 16 u, respectivamente. 14 é a média aritmética simples entre 12 e 16. Na década de vinte do século XIX as massas conhecidas eram outras e ele observou isto para quatro trios:

 

I — cálcio (Ca), estrôncio (Sr) e Bário (Ba);

II — enxofre (S), selênio (Se) e telúrio (Te)

III — cloro (Cℓ), bromo (Br) e iodo (I);

IV — lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K).

 

Dessa forma, se você tentar aplicar o método dele aos elementos com suas massas conhecidas hoje, talvez não seja tão preciso. Para se ter uma ideia a respeito das massas atômicas conhecidas naquele período, as massas calculadas para carbono, nitrogênio e oxigênio eram 5, 5 e 7, muito distantes de suas massas reais.

 

Entre 1843 e 1857, já eram conhecidas dez tríades, três grupos de quatro (tétrades) elementos e um grupo de cinco (pêntadas) elementos. Vários químicos identificaram relações entre pequenos grupos, mas faltava ainda um esquema que pudesse abranger todos.

 

Lista de Dalton (1806) para alguns elementos conhecidos por massa atômica.

 

PARAFUSO TELÚRICO

 

O geólogo francês Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois notou que os elementos, quando ordenados por suas massas atômicas, exibiam propriedades semelhantes em intervalos regulares. Em 1862, ele criou um gráfico tridimensional, chamado de "vis telurique", literalmente traduzido como “parafuso telúrico”, em homenagem ao elemento telúrio, que caiu perto do centro do diagrama.

 

“Desenho do parafuso telúrico”.

Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (1820 a 1886)

 

Organização original de de Chancourtois dos elementos.

Com os elementos dispostos em espiral na superfície lateral de um cilindro por ordem crescente de peso atômico, de Chancourtois viu que elementos com propriedades semelhantes se alinhavam verticalmente. Infelizmente ele publicou o trabalho de forma que que os químicos pouco se atentaram para suas ideias. Usou termos de geologia e não apresentou gráficos.

 

VALÊNCIA E MASSA RELATIVA

 

Em 1964, duas tabelas semelhantes foram publicadas. A primeira delas duas se baseava no conceito de valência, um número que indica a capacidade que um átomo de um elemento tem de se combinar com outros átomos, do mesmo elemento ou de outros.

 

Tabela periódica proposta por Meyer em 1864.

 

O conceito de valência foi uma contribuição, entre tantas outras, de August Kekulé. O químico alemão Julius Lothar Meyer publicou essa tabela com 44 elementos. Pela primeira vez uma tabela periódica que não dependesse de massas atômica era proposta.

 

Julius Lothar Meyer (1830 a 1865)

 

O químico inglês William Odling publicou um arranjo de 57 elementos ordenados com base em suas massas atômicas relativas. Apesar de algumas irregularidades e espaços, ele notou que parecia haver uma periodicidade de massas atômicas entre os elementos.

 

LEI DAS OITAVAS

 

Entre 1863 e 1866 publicou artigos com uma classificação dos 62 elementos conhecidos. Ele notou tendências recorrentes nas propriedades físicas dos elementos em intervalos recorrentes de múltiplos de oito na ordem do número de massa. De forma semelhante às notas musicais, onde uma nota dó, por exemplo, só sucede outra nota dó após passarmos pelas sete notas musicais, completando-se a volta na oitava.

 

Tabela periódica de Newlands, apresentada em 1866 e baseada na lei das oitavas.

 

Em música, uma oitava é o intervalo entre uma nota musical e outra com a metade ou o dobro de sua frequência. Se você já ouviu falar os termos “uma oitava acima” ou “uma oitava abaixo”, estas expressões significam dizer que uma nota está uma oitava acima significa dizer que a nota é a mesma, porém ela está em uma região mais aguda do instrumento. Na oitava abaixo, está na região mais grave.

 

John Alexander Reina Newlands (1837 a 1898)

A ideia foi boa, mas tinha problemas. Pois não deixou lacunas para possíveis elementos futuros e, em alguns casos, tinha dois elementos na mesma posição na mesma oitava. As propriedades do ferro não são parecidas com as do enxofre e as do oxigênio, e nem o comportamento do manganês lembra o do fósforo ou o do nitrogênio. Observe a segunda linha, lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb) e césio (Cs) apresentam muito em comum entre si, mas cobre (Cu), prata (Ag) e ósmio (Os) não.

 

Em virtude da comparação com a escala musical, a Chemical Society se recusou a publicar seu trabalho. Uma curiosidade: William Odling era o presidente da Chemical Society naquela ocasião.

 

Conta-se mesmo que, em ocasião em que Newlands exibia seu trabalho perante os membros da London Chemical Society, o físico Carey Foster teria perguntado a Newlands se este, por acaso, não teria descoberto também alguma lei distribuindo os elementos na ordem crescente das iniciais de seus nomes.

 

A TABELA DE MENDELEEV

 

Elementos carbono (C), nitrogênio (N) e oxigênio (O) em ordem crescente de massa da esquerda para a direita.

 

Em 1869, o químico russo Dmitri Mendeleev arranjou 63 elementos distribuindo-os em várias colunas por ordem crescente de massa atômica, observando propriedades químicas recorrentes em todas elas. Mendeleev os organizou em cartões, escrevendo seus símbolos e massas atômicas neles.

 

Como sabia algumas de suas propriedades fez o seguinte: Posicionou os cartões contendo os respectivos símbolos e massas dos elementos em ordem crescente da esquerda para a direita. Partiu do lítio (Li), e chegou no flúor (F). Após este, o próximo cartão disponível era o do sódio (Na), com propriedades químicas bem semelhantes às do lítio. Deixou vago o espaço à direita do flúor e posicionou o sódio abaixo do lítio. Deixando clara sua intenção de organizar algo de modo a unir os elementos de acordo com suas propriedades químicas.

 

A imagem acima é uma ilustração da estrutura obtida por Mendeleev. Anos mais tarde, onde não havia cartão (elemento) para preencher, outros elementos foram encontrados, como o Gálio (Ga) e o Germânio (Ge). Inclusive com estes apresentando massas atômicas intermediárias a seus vizinhos. Da forma como se apresenta parece e muito com a Lei das Oitavas de Newlands. Veja como foi sua primeira tentativa:

 

Primeira tentativa de Mendeleev em 1869.

 

Dois fatores distinguem a tabela de Mendeleev em relação à “lei das oitavas”. A primeira diferença reside no espaçamento entre os elementos para que outros, diferentes dos demais e ainda não descobertos, ocupassem essas vagas ociosas. Convém lembrar que Meyer também propôs isto. A segunda, e mais importante decisão, foi ignorar ocasionalmente a ordem sugerida pelas massas atômicas e trocar elementos adjacentes, tais como o telúrio (Te) com iodo (I) e níquel (Ni) com cobalto (Co), para classificá-los corretamente nas famílias químicas. Veja que, em parte, isto se deve à dificuldade em obter as massas atômicas corretamente. Isto, por sua vez, vinha da falta de técnicas adequadas para purificar as substâncias onde esses elementos eram encontrados.

 

Veja que a aparência é bem diferente da atual. Mas já se observa ali os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e Cs) e os halogênios (F, Cℓ, Br e I) corretamente alinhados. Os metais alcalinos terrosos se encontram separados, mas em dois grupos apenas. Cromo (Cr), molibdênio (Mo) e tungstênio (W) são uma mesma coluna na tabela atual. O mesmo se observa para cobre (Cu) com prata (Ag) e zinco (Zn) com cádmio (Cd). Em resumo, não está perfeita, mas já se observa uma forma. Veja a segunda versão:

 

Segunda versão em 1870.

 

Veja o canto direito da tabela ampliado:

 

 

Note os metais alcalinos terrosos (Be, Ca, Sr e Ba) estão alinhados, resta o magnésio (Mg) se juntar a eles. Por outro lado, o sódio (Na) e o flúor (F) se separaram dos metais alcalinos e halogênios, respectivamente. Nunca é demais lembrar que ele estava tateando no escuro até encontrar a forma ideal. Veja cobre (Cu), prata (Ag) e outro (Au) alinhados com o sódio (Na) e hidrogênio (H). Mesmo detalhe para magnésio (Mg) em relação a zinco (Zn), Cádmio (Cd) e mercúrio (Hg).

 

Mesmo quando Mendeleev corrigiu as posições de alguns elementos, ele pensou que alguns relacionamentos que ele poderia encontrar em seu grande esquema de periodicidade não poderiam ser encontrados porque alguns elementos ainda não foram descobertos, e que as propriedades de tais elementos não descobertos seriam deduzidas de suas relações esperadas com outros elementos. Em 1870, ele tentou caracterizar os elementos ainda não descobertos e deu detalhes previsões por três elementos, que ele chamou eka-boro, eka-alumínio e eka-silício. Observe os traços abaixo de boro (B), alumínio (Aℓ) e silício (Si).

 

TERRAS RARAS

 

Em 1871, Mendeleev expandiu ainda mais suas previsões. Publicou uma terceira versão de sua tabela.

Na versão de 1871, alguns deles estão em oito colunas e já se observa algo mais parecido com as versões mais modernas. Mas não foi um quebra-cabeças fácil de resolver. Mendeleev abandonou suas tentativas de incorporar os metais de terras raras no final de 1871. Sua ideia foi continuada pelo químico austríaco-húngaro Bohuslav Brauner, que procurou encontrar um lugar na tabela periódica para os metais de terras raras. Mendeleev mais tarde se referiu a ele como "um dos verdadeiros consolidadores da lei periódica".

 

Versão de 1871 da tabela periódica.

 

As terras raras ou metais de terras raras são, de acordo com a classificação da IUPAC, um grupo relativamente abundante de 17 elementos químicos, dos quais 15 pertencem na tabela periódica dos elementos ao grupo dos lantanídeos (elementos com número atómico entre Z = 57 e Z = 71, isto é do lantânio (La) ao lutécio (Lu)), aos quais se juntam o escândio (Sc), de Z = 21 e o ítrio (Y) de Z = 39. Elementos que ocorrem nos mesmos minérios e apresentam propriedade físico-químicas semelhantes.

 

Além das previsões de escândio (Sc), gálio (Ga) e germânio (Ge), a tabela de Mendeleev em 1871 deixou muito mais espaços para elementos não descobertos, sem, no entanto, deixar previsões detalhadas de suas propriedades. No total, ele previu dezoito elementos, sendo que apenas metade deste número foi descoberta posteriormente.

 

Tanta dificuldade em desvendar a forma da tabela e as reais posições dos elementos tinha motivo. Falta uma parte muito importante do quebra-cabeças. E esta parte não estava explícita na tabela periódica em si. Ela dependia dos trabalhos de físicos e químicos que ainda estavam por vir. Falo dos modelos atômicos., o arranjo atual da tabela periódica, assim como qualquer área da química, só faz sentido se analisado sob a ótica dos modelos atômicos.

 

Nenhuma das propostas foi aceita de imediato ou aclamada como uma grande descoberta. Muitos contemporâneos acharam abstrato demais para ter algum valor significativo. Dos que propuseram suas versões, Mendeleev foi quem mais se esforçou para promover sua visão de periodicidade.

 

Nas duas décadas que se seguiram, elementos previstos por Mendeleev foram descobertos e sua versão da tabela periódica foi universalmente reconhecida como um conhecimento químico básico. Mas o debate sobre a posição dos metais de terras raras continuava.

 

Bohuslav Brauner (1855 a 1935)

GASES NOBRES

 

O final do século XIX e o início do XX trouxeram descobertas que impactaram a ciência como um todo, isto não é nenhuma novidade. É de se esperar, portanto, que a tabela periódica também seja impactada por parte dessas descobertas. Ainda mais quando elas têm origem nas mesmas pessoas que contribuíram para o desenvolvimento dos modelos atômicos.

 

Em 1894, os britânicos William Ramsay (químico) e Lorde Rayleigh (físico) isolaram o gás argônio do ar e determinou tratar-se de um novo elemento. O argônio (Ar), no entanto, não se envolveu em nenhuma reação química, algo incomum para um gás. Sua descoberta levou à especulação de uma coluna entre os halogênios e os metais alcalinos. Mas um elemento só não justificaria a criação de uma coluna.

 

Sir William Ramsay (1852 a 1916)

 

Em 1896, Ramsay testou os dados de um relatório no qual era dito haver um gás inerte obtido de uma amostra de uraninita (U₃O₈). Ao realizar o mesmo experimento com a cleveíta (UO₂), verificou que o gás inerte era um novo elemento. Esta descoberta foi corrigida pelo químico britânico William Crookes, pois dados espectrais deste novo elemento combinaram outros obtidos da luz do sol em 1868, identificando este novo elemento como o hélio (He). Ele sugeriu a existência de um gás entre hélio (massa 4) e argônio (massa 36) com uma massa atômica igual a 20.

 

Fragmento de uma tabela periódica publicada por Ramsay em 1896.

 

Em 1898, o próprio Ramsay identificou o neônio, criptônio (Kr) e o xenônio (Xe) ao separar os gases componentes do ar. Em um intervalo de tempo inferior a cinco anos, cinco gases inertes se encontravam recém-descobertos (agora gases nobres) e foram colocados em uma única coluna na tabela periódica.

 

Fragmento de uma tabela periódica publicada por Ramsay em 1900.

 

A descoberta dos gases nobres e a necessidade de incluir os elementos terras raras na tabela periódica levou Alfred Werner, químico e suíço, em 1905, a propor uma tabela com trinta e duas colunas. Ele determinou que os elementos de terras raras (lantanídeos), treze dos quais eram conhecidos, estavam dentro dessas novas colunas.

 

Alfred Werner (1866 a 1919)

A proposta de Werner deixou a tabela periódica de 1905 mais parecida ainda com sua versão atual. Na de nossos duas são encontradas as mesmas trinta e duas colunas separadas em duas regiões, uma maior acima e outra menor abaixo.

 

Tabela de 32 colunas de Werner.

 

RADIOATIVIDADE E NÚMERO ATÔMICO

 

O estudo da radioatividade contribuiu de forma direta e indireta para a atualização da tabela periódica. Foram os estudos de minérios de urânio, um elemento radioativo, por exemplo, que permitiram a descoberta do gás hélio. As partículas alfa foram imprescindíveis no desenvolvimento do modelo de Rutherford e na descoberta do número atômico.

 

Este mesmo gás hélio que, em 1902, Ernest Rutherford percebeu estar relacionado à transmutação de vários elementos radioativos, entre eles o rádio (Ra), actínio (Ac), tório (Th) e o próprio urânio (U). Esses elementos radioativos (denominados "radioelementos") foram colocados na parte inferior da tabela periódica, pois eram conhecidos por terem massas atômicas maiores que os demais elementos, embora sua ordem exata não fosse conhecida. Os pesquisadores acreditavam que ainda havia mais elementos radioativos seriam descobertos.

 

Em 1907, descobriu-se que o tório e o radiotório, produtos de decaimento radioativo, eram fisicamente diferentes, mas quimicamente idênticos; isso fez com que Frederick Soddy propusesse, em 1910, que eles eram o mesmo elemento, mas com diferentes pesos atômicos. Mais tarde, Soddy propôs chamar esses elementos com identidade química completa: “isótopos”, do grego para "o mesmo lugar".

 

Em 1913, o holandês e físico amador Antonius van den Broek foi o primeiro a propor que o número atômico (carga nuclear) é determinante para a colocação de elementos na tabela periódica. Ele calculou corretamente o número atômico de todos os elementos até o número atômico 50. No entanto, Van den Broek não tinha nenhum método para verificar experimentalmente o número atômico de elementos; assim, eles ainda eram considerados uma consequência da massa atômico, que permaneceu em uso na ordem de elementos.

 

Antonius Van den Broek (1870-1926)

 

Como já foi citado no tópico sobre o modelo atômico de Bohr, Henry Moseley estava determinado a testar a hipótese de Van den Broek. Após um ano de investigação das linhas de Fraunhofer de vários elementos, ele encontrou uma relação entre o comprimento de onda do raio-X de um elemento e seu número atômico. Com isso, Moseley obteve as primeiras medições precisas de números atômicos e determinou uma sequência absoluta para os elementos, permitindo que ele reestruturasse a tabela periódica. A pesquisa de Moseley resolveu imediatamente discrepâncias entre as massas atômicas e as propriedades químicas, onde o sequenciamento por massa atômica somente resultava em grupos contendo elementos com propriedades químicas inconsistentes entre si. Por exemplo, suas medições de comprimentos de onda de raios-X permitiram-lhe colocar corretamente argônio (Ar), de Z = 18, antes potássio (K), de Z = 19, cobalto (Co), de Z = 27, antes níquel (Ni), de Z = 28, bem como telúrio (Te), de Z = 52, antes do iodo (I), de Z = 53, em conformidade com tendências periódicas. A determinação dos números atômicos também esclareceu a ordem dos elementos quimicamente semelhantes de terras raras; também foi usado para confirmar ou refutar reinvindicações pelas descobertas de novos elementos.

 

Karl Manne Siegbahn (1886 a 1978)

 

O físico sueco Karl Siegbahn continuou o trabalho de Moseley para elementos mais pesados que o ouro (Au), de Z = 79, e constatou que o elemento mais pesado conhecido na época, urânio, tinha o número atômico 92. Ao determinar o maior número atômico identificado, as lacunas na sequência numérica atômica foram determinadas conclusivamente e, quando um número atômico não tinha um elemento correspondente conhecido, eventualmente ela foi preenchida com a descoberta do elemento.

 

TABELA PERIÓDICA NA ATUALIDADE

 

O formato popular da tabela periódica, também conhecido como forma comum ou padrão, é atribuído ao químico estadunidense Horace Groves Deming.

 

Versão de Deming da tabela periódica publicada em 1928.

Horace Groves Deming (1885 a 1970)

 

Em 1923, Deming publicou uma versão curta semelhante à de Mendeleev e com dezoito colunas. A empresa farmacêutica Merck preparou um guia com a forma de 18 colunas de Deming em 1928, esta versão foi amplamente distribuída nas escolas estadunidenses. Por volta da década de 1930, a tabela estava aparecendo em livros-textos e enciclopédias de química.

  

METAIS E AMETAIS

 

Desde então a tabela periódica recebeu o acréscimo de elementos quando eles foram descobertos, sejam eles elementos naturais ou artificiais. Totalizando os elementos químicos atualmente conhecidos, de números atômicos 1 a 118 (em maio de 2023) estão dispostos em dezoito colunas, denominadas grupos ou famílias (verticais) e sete períodos (horizontais). Os lantanídeos e actinídeos se encontram separados em linhas abaixo, mas pertencem ao sexto e sétimos períodos, respectivamente. Nela, os elementos estão divididos em duas principais categorias: metais e ametais.

 

Tabela periódica atual com os ametais em destaque.

Os metais em geral possuem cor brilhante, são bons condutores de calor e eletricidade, são maleáveis e dúcteis, ou seja, são facilmente moldados em fios. Os ametais, por sua vez, podem se apresentar na forma líquida, gasosa ou sólida, não são bons condutores de calor ou eletricidade e não podem ser moldados. Observa-se a formação de uma “escada” na “fronteira” entre metais (vermelho) e ametais (azul), veja:

 

 

Com a tabela completa fica assim:

 

Tabela periódica recente com uma linha separando metais de ametais.

 

REPRESENTATIVOS E DE TRANSIÇÃO

 

Os elementos são divididos em outro par de categorias: representativos e de transição. Esta última se divide ainda entre os de transição interna e os de transição externa. Dividindo a tabela periódica em elementos de transição (vermelho) e elementos representativos (azul), fica assim:

 

 

Se dividirmos a tabela em dezoito colunas. Os representativos se encontram nas colunas 1, 2 e de 13 a 18. Os de transição externa se encontram nas colunas de 3 a 12 e os de transição se encontram no setor abaixo das dezoito colunas.

 

Note que, com isto, algumas observações são possíveis. Todos os ametais (azul) são elementos representativos, mas nem todos os elementos representativos são ametais, alguns deles são metálicos (laranja). Todos os elementos de transição são metais, mas nem todos os metais são elementos de transição, sendo que estes se dividem em transição externa (vermelho) e interna (vermelho escuro).

 

 

FAMÍLIAS E PERÍODOS

 

Apesar de termos 18 grupos verticais, apenas cinco deles recebem nomes próprios, devido a suas propriedades. Os metais alcalinos (vermelho) são assim chamados por formarem bases fortes, também nomeadas de álcalis ou hidróxidos pelos químicos, os alcalinos terrosos (amarelo) também formam hidróxidos e são pouco solúveis em água, por isto o sobrenome terroso na família.

 

Para explicar as duas próximas famílias é importante que você entenda de onde vem o termo “gênio” em alguns contextos, que tem sua origem na palavra “gênese”, que significa criação. Depois desta enrolação, chamamos os calcogênios (rosa) assim por eles serem os formadores de cal, nome antigo dado a muitos minérios. Já os halogênios (azul) são os formadores de sais (halo).

 

 

Os gases nobres (marrom), por sua vez, são assim chamados por seus átomos não se combinarem com outros átomos para formar substâncias. Formam substâncias monoatômicas e só. Ao menos era isto o que pensavam quando foram descobertos. E é assim que trataremos até o momento adequado.

 

Destacam-se também nesta última tabela as duas linhas horizontais à parte dela: são as séries dos lantanídeos ou lantanoides (verde) e a dos actinídeos ou actinoides (laranja). Os nomes delas se devem aos elementos lantânio (La) e actínio (Ac) que, respectivamente, estão à esquerda dessas séries.

 

Quanto aos períodos, trata-se das linhas horizontais da tabela periódica. São em um total de sete, por enquanto, variam de tamanho devido às quantidades de elementos que abrigam.

 

O primeiro período possui apenas dois elementos, hidrogênio (H) e hélio (He). O segundo e o terceiro possuem oito elementos cada. O quarto e o quinto possuem dezoito elementos cada. Por fim o sexto e o sétimo possuem trinta e dois elementos cada. Por isto a tabela é mais larga em sua base quando a comparamos com a parte superior.

 

 

Não é demais lembrar que as séries dos lantanídeos e actinídeos pertencem ao sexto e sétimo períodos, respectivamente.

 

OUTRAS TABELAS PERIÓDICAS

Versão da tabela periódica com destaque aos isótopos dos elementos (link).

Na tabela acima os elementos são divididos em quatro categorias:

¬ O elemento tem dois ou mais isótopos para determinar sua massa atômica. Variações da massa atômica são bem conhecidas e os limites inferior e superior estão entre colchetes.

¬ O elemento tem dois ou mais isótopos para determinar sua massa atômica. A abundância isotópica varia entre diferentes materiais. Limites inferior e superior não foram atribuídos pela IUPAC.

¬ O elemento possui apenas um isótopo para determinar sua massa atômica.

¬ O elemento não apresenta um padrão de massa atômica porque todos os seus isótopos são radioativos.

TABELA PERIÓDICA ANTIGA E BRASILEIRA

 

 

Aqui tem o vídeo do senhorzinho mais simpático a falar sobre química e elementos químicos.

Esta obra de arte se encontra em um auditório na UFRJ. Provavelmente é da década de trinta e apresenta particularidades típicas de uma época em que a informação de novas descobertas demorava a circular. Também revela como era diferente a norma ortográfica da língua portuguesa quando comparada com a atual. 

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA.

Talvez você tenha se perguntado qual o significado de um elemento ser representativo ou de transição. Isto tem a haver com a distribuição eletrônica dos átomos que pertencem ao elemento. Aqueles em que a distribuição eletrônica se encerra na última camada são os representativos, se ela termina na penúltima ou na antepenúltima camada, então é de transição externa ou transição interna, respectivamente.

Considere uma distribuição eletrônica para um átomo no estado fundamental. Ao determinar-se os quatro números quânticos do elétron mais energético desses átomos, tenha-se os números apresentados a seguir:

n = 5, ℓ = 1, m = +1 e s = –1/2

 Lembrando que adoto aqui a convenção de que seta para cima representa spin + 1/2 e seta para baixo o spin –1/2. Sempre preenchendo os orbitais com "setas para cima" (elétrons de spin +1/2) primeiro.

Vamos à engenharia reversa. n = 5 significa que a distribuição eletrônica terminou na quinta camada. ℓ = 1 significa que terminou no subnível "p", mℓ = +1 significa que terminou no terceiro orbital de um total de três, pois a distribuição se dá da esquerda para a direita. E spin –1/2 significa que foi na segunda volta, ou seja, subnível completo.

Distribuições possíveis com ℓ = 1 e mℓ = +1.

Veja a imagem acima, note que o número quântico principal é irrelevante aqui. Se temos ℓ = 1, trata-se do subnível "p", que tem três orbitais, os elétrons ali dentro recebem número quântico magnético (mℓ) desde –1 a +1 passando por zero. Como preenchemos da esquerda para a direita com setas para cima e depois da esquerda para a direita com setas para baixo, para m = +1 tem de ser o terceiro ou o sexto elétron. Na convenção desta postagem, s = +1/2 significa o terceiro e s = –1/2 significa o sexto.

Conclusão, o átomo no estado fundamental tem sua distribuição eletrônica encerrada em 5p⁶ e pertence ao elemento xenônio (Xe), com átomos neutros contendo 54 elétrons. É comum acreditar que o professor já memorizou esta informação. Mas não é necessário que se faça isto.

Eu citei quase uma dezena de pessoas que contribuíram para construção da tabela periódica. Todos eles estavam, literalmente, tateando no escuro antes que fosse revelada a relação entre a carga nuclear e as propriedades químicas dos elementos. A carga nuclear determina quantos elétrons possui o átomo quando neutro e determina, desde 1914, a posição do elemento na tabela periódica.

Sabendo da existência desta correlação muito íntima entre a distribuição eletrônica de um átomo no estado fundamental e a posição ocupada na tabela periódica pelo elemento ao qual o átomo pertence, precisamos desenvolver um procedimento para determinar uma a partir da outra e vice e versa.

Voltemos ao xenônio, que termina em 5p⁶ sua distribuição eletrônica. Sabemos que o elemento xenônio se encontra no 5º período da tabela periódica. Já fica explícito, o período indica a quantidade de camadas que o átomo possui e o elétron mais energético está sempre na última, certo? Quase! Apenas se o elemento for representativo. Já esclareço, só um momento.

Tabela periódica dividida em quatro regiões.

Agora veja esta forma da tabela periódica, é bem provável que você consiga distinguir dentro dela quatro regiões bem distintas, uma de duas colunas (1 e 2) à esquerda, outra de seis colunas à direita (13 a 18), outra de dez colunas ao centro (3 a 12) e uma de catorze colunas abaixo, alinhada da 3 a 16, mas não corresponde a estas colunas. Estas regiões correspondem exatamente aos subníveis nos quais as distribuições eletrônicas de seus respectivos átomos terminam: "s" é vermelho, "p" é o azul, "d" é o verde e "f" é o amarelo. Fica assim então:

Relação entre as regiões da tabela periódica e os subníveis.

Com isto, creio que fica um pouco mais intuitivo para você associar a coluna ao elemento. Quem termina em s¹ está na coluna 1, em s² está na coluna 2, exceto o hélio (He), pois este é gás nobre e se junta a seus semelhantes. Quem termina em p¹, está na coluna 13, em p², coluna 14 e assim até a coluna 18, que termina em p⁶, com exceção do hélio (He), que termina em s². Para a região central e abaixo, mesma ideia. d¹, d² e d³ nas colunas 3, 4 e 5, respectivamente, até a coluna 12, com d¹⁰. Para quem termina em subnível "f", se terminar em f¹² basta contar de um a doze da esquerda para a direita.

Concluindo, se o elemento possui átomo no estado fundamental com os quatro números quânticos de seu elétron de maior energia com os valores n = 5, ℓ = 1, m = +1 e s = –1/2, significa que ele tem seis elétron no subnível "p" da quinta camada eletrônica. Trata-se de quem se encontra na coluna 18 e 5º período. Xenônio, portanto.

Se tentarmos fazer o mesmo raciocínio para o iodo (I), com número atômico Z = 53, veremos alguma semelhança.

Relação entre a distribuição e a posição do iodo na tabela periódica.

Quando a distribuição eletrônica termina em subnível "s" ou "p", eles sempre pertencem à camada de valência. Mas quando termina no "d", é sempre a penúltima camada, no "f" então, é a antepenúltima.

Distribuições eletrônicas do ferro (Fe) e do urânio (U).

Observe que o urânio possui um total de sete camadas eletrônicas, veja os subníveis 6s², 6p⁶ e 7s² antes do 5f⁴, mas sua distribuição termina na quinta camada. Para o ferro são quatro níveis de energia ao todo, veja o 4s² antes do 3d⁶, mas a distribuição termina na terceira camada. Diante disso podemos estabelecer um padrão.

Encontramos distribuições terminadas em ns, np, (n – 1)d e (n – 2)f, onde n é o período no qual o elemento se encontra. Lembrando que isto só vale para distribuições eletrônicas de átomos que se encontrem no estado fundamental, que é o de menor energia.

Se (n – 1) = 3, então n = 4. Foi o caso do átomo pertencente ao elemento ferro (Fe). Se (n – 2) = 5, então n = 7, como foi para o urânio (U).

Agora entra em cena um detalhe que passa despercebido pela maioria, o caminho inverso. Tomemos como exemplo o elemento mercúrio (Hg). Ele se encontra no sexto período e na coluna 12. Seus átomos, quando no estado fundamental, terão o elétron de maior energia no quinto nível (n – 1) e o subnível “d” (região verde) estará totalmente preenchido, pois se trata da coluna 12. Será 5d¹⁰, portanto, o término de sua distribuição eletrônica.

Esse caminho ao contrário que acabo de descrever para o mercúrio plausível de se fazer com algum treino. Determinar como encerra a distribuição eletrônica, de um átomo no estado fundamental, a partir da posição do elemento na tabela periódica, não exige grande conhecimento, mas sem exercitar o procedimento, pode se tornar uma tarefa complicada. Veja este outro exemplo, para o cálcio (Ca), que está no quarto período e coluna 2, a segunda da esquerda para a direita dentro da região vermelha da tabela periódica, subnível “s”. Diremos que sua distribuição termina com 4s², os quatro números quânticos de seu elétron mais energético serão n = 4, ℓ = 1, mℓ = 0 e s = –1/2.

Tente você agora determinar os quatro números quânticos para o elétron de maior energia do fósforo (P) e do ósmio (Os) apenas olhando suas posições na tabela periódica.

QUEM FOI MENDELEIEV?

Monumento à tabela periódica na Universidade de Química e Tecnologia de Alimentos em Bratislava na Eslováquia.

 

Dmitri Mendeleiev nasceu na cidade de Tobolsk na Sibéria. Era o filho caçula de uma família de 17 irmãos. Foi um químico e físico russo, criador da primeira versão da tabela periódica dos elementos químicos, na qual se previa as propriedades de elementos que ainda não tinham sido descobertos.

Na escola, desde cedo, destacou-se em Ciências. Graças a um cunhado, exilado por motivos políticos, e um químico da fábrica, ele se interessou pela ciência. Em 1859, conseguiu uma verba do governo para estudar no exterior por dois anos. Na Alemanha, onde residia em um pequeno apartamento, que o transformou em um laboratório. Neste laboratório improvisado, trabalhando sozinho, limitou-se a estudar a dissolução do álcool em água e fez importantes descobertas sobre estruturas atômicas, valência e propriedades dos gases.

Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, Mendeleev organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Ele criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e as suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas numa mesa, organizou-as em ordem crescente de massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Tinha então acabado de formar a tabela periódica.

Dmitri Ivanovic Mendeleiev (1834 A 1907)

Esta tabela de Mendeleev tinha algumas vantagens sobre outras tabelas ou teorias antes apresentadas, mostrando analogias numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. A classificação de Mendeleev deixava ainda espaços vazios, prevendo a descoberta de três novos elementos. Nesses casos, as previsões de Mendeleev provaram ser espetacularmente precisas e isso aumentou enormemente sua reputação. Não se deve esquecer, porém, que Mendeleev fez cerca de 20 previsões ao todo e, além dessas três que ele acertou, o restante acabaram por suposições fortuitas ou completamente equivocadas.

Bloco postal russo de 2019 em comemoração aos 175 anos de Dmitri Mendeleev.

A tabela de Mendeleev serviu de base para a elaboração da atual tabela periódica, que além de catalogar 118 elementos conhecidos, fornece inúmeras informações sobre o comportamento de cada um. Um desses elemento, o mendelévio (Md), de número atômico 101 e descoberto em 1955, é em homenagem a ele.

Mendeleev ordenou os 60 elementos químicos conhecidos de sua época na ordem crescente de peso atômico de tal forma que, em uma mesma vertical, ficavam os elementos com propriedades químicas semelhantes, constituindo os grupos verticais, ou as chamadas famílias químicas. O trabalho de Mendeleev foi um trabalho audacioso e um exemplo extraordinário de intuição científica. De todos os trabalhos apresentados que tiveram influência na tabela periódica o de Mendeleev teve a maior perspicácia.

Um senhorzinho simpático.

Este artigo da Química Nova na Escola me ajudou muito. Segue o link dele.

http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc16/v16_A06.pdf

Veja neste link muitas curiosidades sobre a tabela e seus elementos. Até a próxima...