A tabela periódica é a página mais útil da ciência. Leia a posição de um elemento e você consegue prever o tamanho dos seus átomos, com que facilidade perdem ou ganham elétrons, que íons formam e com quem se ligam. Nada disso precisa ser decorado elemento por elemento: tudo sai de dois números, a carga do núcleo e a camada em que ficam os elétrons de fora. Este capítulo mostra como a tabela é montada e por que as propriedades mudam do jeito que mudam.
Ao final você vai conseguir
- Achar períodos, grupos, blocos e as principais famílias na tabela, e contar os elétrons de valência pelo grupo.
- Calcular uma carga nuclear efetiva com as regras de Slater.
- Prever e explicar as tendências do raio atômico, da energia de ionização, da afinidade eletrônica e da eletronegatividade.
- Ler as energias de ionização sucessivas para descobrir quantos elétrons de valência um átomo tem.
Em 1869 os químicos conheciam 63 elementos e tinham notado famílias entre eles: lítio, sódio e potássio são metais moles que reagem violentamente com a água; cloro, bromo e iodo formam sais com eles. Dmitri Mendeleev escreveu cada elemento numa ficha e ordenou as fichas pela massa atômica, começando uma linha nova sempre que as propriedades começavam a se repetir, de modo que as famílias caíssem em colunas. Duas escolhas ousadas tornaram a tabela famosa. Onde nenhum elemento conhecido cabia, ele deixou um buraco e previu as propriedades do elemento que faltava. E onde a ordem das massas punha um elemento na família errada, confiou na química e não na massa: o telúrio (127,6) ficou antes do iodo (126,9).
| Propriedade | Previsto para o "eka-silício" (1871) | Germânio, achado em 1886 |
|---|---|---|
| massa atômica | 72 | 72.63 |
| densidade (g/cm³) | 5.5 | 5.32 |
| fórmula e densidade do óxido | EsO₂, 4.7 | GeO₂, 4.70 |
| ponto de ebulição do cloreto | abaixo de 100 °C | 86 °C |
Por que a ordem das massas às vezes falhava? Em 1913 Henry Moseley mediu os raios X emitidos por cada elemento e viu que eles crescem em degraus perfeitamente iguais com um número inteiro: a carga do núcleo, o número atômico Z. Ordenados por Z, o telúrio (52) vem antes do iodo (53) sem nenhum jeitinho. A ordem das massas falha onde a mistura de isótopos de um elemento por acaso é pesada. A tabela moderna é ordenada por Z.
Cada linha é um período. Um período novo começa toda vez que os elétrons começam a ocupar uma camada nova, maior, então o período n é a linha em que os elétrons de fora têm número quântico principal n. Cada coluna é um grupo, numerado de 1 a 18. Átomos do mesmo grupo têm o mesmo arranjo de elétrons de fora, e por isso se comportam de modo parecido. Por que as linhas têm 2, 8, 8, 18, 18, 32 e 32 elementos (o princípio de Pauli e a ordem de preenchimento dos orbitais) está em Física, "Muitas partículas". Aqui usamos o resultado: a tabela se divide em blocos com o nome do orbital que está sendo preenchido.
| Bloco | Colunas | Preenchendo | Famílias |
|---|---|---|---|
| bloco s | grupos 1–2 (e o hélio) | um orbital s, 2 elétrons | metais alcalinos (grupo 1), metais alcalinoterrosos (grupo 2) |
| bloco p | grupos 13–18 | orbitais p, 6 elétrons | halogênios (17), gases nobres (18), a maioria dos não metais |
| bloco d | grupos 3–12 | orbitais d, 10 elétrons | metais de transição: ferro, cobre, ouro |
| bloco f | as duas linhas de baixo | orbitais f, 14 elétrons | lantanídeos e actinídeos |
Uma linha em escada, do boro até o astato, divide a tabela. À esquerda ficam os metais, mais de três quartos de todos os elementos: brilhantes, bons condutores de calor e eletricidade, fáceis de moldar, e propensos a perder elétrons. Acima e à direita ficam os não metais: foscos ou gasosos, maus condutores, propensos a ganhar ou compartilhar elétrons. Ao longo da escada ficam os semimetais (metaloides), como o silício e o germânio, com propriedades intermediárias, que é justamente o que os torna bons semicondutores.
Passe o mouse ou toque em qualquer elemento para ver a ficha dele. Cada coloração mostra uma propriedade para os 118 elementos de uma vez. Comece pela categoria: os metais ocupam a esquerda e o meio, os não metais o canto superior direito, com uma escada de semimetais entre eles. Depois experimente o raio, a energia de ionização e a eletronegatividade: cada um muda suavemente ao longo de uma linha e descendo uma coluna, e o capítulo explica por quê. As duas linhas de baixo pertencem aos períodos 6 e 7; só ficam separadas para a tabela caber na página.
Os elétrons da camada mais externa, chamados elétrons de valência, são os que participam das ligações; os elétrons do cerne ficam fundo demais para serem perturbados. Nos blocos s e p o número do grupo dá a contagem direto, e essa contagem é o motivo de uma família se comportar de modo parecido.
| Grupo | 1 | 2 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| elétrons de valência | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 (He: 2) |
| exemplo | Na | Mg | Al | C | N | O | Cl | Ar |
| íon usual | Na⁺ | Mg²⁺ | Al³⁺ | — | N³⁻ | O²⁻ | Cl⁻ | nenhum |
A última linha mostra o padrão do capítulo anterior: átomos perto da esquerda perdem os seus poucos elétrons de valência, átomos perto da direita ganham alguns, e os dois terminam com o mesmo número de elétrons do gás nobre mais próximo. Os gases nobres já têm camadas completas e quase nunca reagem. O resto deste capítulo explica por que perder é fácil na esquerda e ganhar é vantajoso na direita.
Toda tendência da tabela vem de uma ideia só. Um elétron de valência é puxado pelo núcleo, de carga +Z, mas também é empurrado por todos os outros elétrons. Os elétrons internos ficam quase sempre entre ele e o núcleo e cancelam boa parte da carga nuclear: eles blindam essa carga. Elétrons da mesma camada blindam só um pouco, porque ficam tanto do lado de lá quanto do lado de cá. A carga que sobra, a carga nuclear efetiva Z_eff, é o que o elétron de valência de fato sente.
John Slater deu em 1930 regras simples para estimar S para um elétron s ou p de fora. Escreva a configuração e conte os outros elétrons: cada um na mesma camada n soma 0,35 (0,30 na camada 1s); cada um na camada n − 1 soma 0,85; cada um mais fundo soma 1,00, uma carga inteira.
Esse é o padrão por trás de tudo o que vem a seguir. Andando para a direita num período, cada passo soma um próton (+1 em Z) mas só um elétron da mesma camada (+0,35 em S), então Z_eff sobe cerca de 0,65 por elemento. Descendo num grupo, Z_eff fica mais ou menos igual (sódio 2,20, potássio 2,20), mas o elétron de valência fica numa camada maior, mais longe. Explore abaixo, e depois desligue a blindagem para ver como os átomos seriam absurdos sem ela.
Escolha um elemento. O seu elétron de fora (âmbar) é atraído pelo núcleo inteiro, +Z, mas os elétrons de dentro (azul) ficam entre os dois e cancelam parte dessa atração. As regras de Slater contam isso: cada elétron interno uma camada abaixo cancela 0,85 de carga, os mais fundos uma carga inteira, e cada vizinho da mesma camada só 0,35, porque fica tanto por fora quanto por dentro. Ande pelo período 3 do Na ao Ar: Z cresce 1 por passo mas S só 0,35, então Z_eff sobe, o átomo encolhe e segura mais os elétrons. No K começa uma camada nova, lá fora e atrás de 18 elétrons que blindam: Z_eff volta a cair e o raio dá um salto. As estimativas são grosseiras (fórmulas do hidrogênio com uma carga emprestada), mas sobem e descem junto com os números medidos.
Um átomo não tem borda nítida: a nuvem de elétrons simplesmente vai sumindo. Então o raio tem de ser definido por uma medida. O raio covalente é metade da distância entre os núcleos de dois átomos iguais unidos por uma ligação simples: no Cl₂ os núcleos ficam a 199 pm, então o raio covalente do cloro é cerca de 99 pm (1 pm = 10⁻¹² m). As tendências saem direto de Z_eff e do número da camada.
| Direção | Raio | Por quê |
|---|---|---|
| → ao longo de um período | diminui: Na 155 pm → Cl 99 pm | mesma camada, Z_eff crescente puxa para dentro |
| ↓ descendo um grupo | aumenta: Li 133 → Na 155 → K 196 pm | uma camada nova, maior, a cada período |
Os íons também mudam de tamanho. Um cátion perdeu elétrons, muitas vezes uma camada inteira, e os que sobram sentem o mesmo núcleo com menos blindagem: o Na⁺ (102 pm) é bem menor que o Na (155 pm covalente; 186 pm no metal). Um ânion ganhou elétrons que se repelem sem prótons a mais para segurá-los: o Cl⁻ (181 pm) é bem maior que o Cl (99 pm).
A primeira energia de ionização é a energia necessária para arrancar o elétron mais fraco de um átomo do gás: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Ela mede com que força um átomo segura os seus elétrons de valência. É dada por átomo, em elétron-volts (1 eV = 1,602 × 10⁻¹⁹ J), ou por mol de átomos, em kJ/mol.
Ao longo de um período a energia de ionização sobe, porque Z_eff sobe e o raio encolhe: sódio 5,14 eV, cloro 12,97 eV, argônio 15,76 eV. Descendo um grupo ela cai, porque o elétron está mais longe: lítio 5,39, sódio 5,14, potássio 4,34, césio 3,89 eV. É por isso que o césio é o metal mais reativo que dá para guardar com segurança: ele entrega o seu elétron com mais facilidade.
Duas pequenas quedas
Olhe o período 2 na vista de gráfico da tabela: a subida não é perfeitamente suave. O boro (8,30 eV) é mais fácil de ionizar que o berílio (9,32 eV), porque o elétron de fora do boro é o primeiro num orbital 2p, um pouco mais alto em energia e mais blindado que o par 2s do berílio. O oxigênio (13,62 eV) é mais fácil que o nitrogênio (14,53 eV), porque o quarto elétron p do oxigênio tem de dividir um orbital com outro elétron, e a repulsão entre eles ajuda a expulsá-lo. As mesmas duas quedas se repetem no período 3 (Mg/Al e P/S).
Energias de ionização sucessivas
Átomos podem perder mais de um elétron. Cada um a mais é mais difícil de tirar, porque deixa um íon que já é positivo. Mas os degraus não são iguais: há um salto enorme no momento em que se começa a cavar uma camada interna completa. Contar os elétrons antes do salto é contar os elétrons de valência.
| Átomo | 1ª (eV) | 2ª | 3ª | 4ª | Salto depois de |
|---|---|---|---|---|---|
| Na | 5.14 | 47.3 | 71.6 | 98.9 | 1 elétron → Na⁺ |
| Mg | 7.65 | 15.0 | 80.1 | 109 | 2 elétrons → Mg²⁺ |
| Al | 5.99 | 18.8 | 28.4 | 120 | 3 elétrons → Al³⁺ |
A afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo do gás recebe um elétron a mais: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Um valor grande significa que o átomo segura bem o elétron novo. Ela cresce para a direita da tabela e tem o pico nos halogênios, que precisam de só um elétron para completar a camada: o cloro libera 3,61 eV, o maior valor de todos os elementos. O flúor (3,40 eV) fica um pouco abaixo do cloro, porque é tão pequeno que o elétron novo fica espremido pelos sete que já estão lá. Os gases nobres, o berílio, o magnésio e o nitrogênio não seguram um elétron a mais: são as casas tracejadas da figura.
Energia de ionização e afinidade eletrônica descrevem átomos isolados. Dentro de uma molécula, o que importa é com que força um átomo puxa os elétrons que divide com o parceiro de ligação. Linus Pauling pôs isso numa escala em 1932, a eletronegatividade χ (a letra grega qui), a partir de energias de ligação. O flúor é o mais eletronegativo, com 3,98, depois o oxigênio 3,44, o cloro 3,16 e o nitrogênio 3,04; o césio está entre os menores, com 0,79. A eletronegatividade sobe ao longo de um período e cai descendo um grupo, pelas mesmas razões de Z_eff e distância. A diferença de eletronegatividade entre dois átomos decide que tipo de ligação eles formam, e é aí que começa a próxima seção.
| Propriedade | → ao longo do período | ↓ descendo o grupo | Causa |
|---|---|---|---|
| raio atômico | diminui | aumenta | Z_eff sobe na horizontal; camadas novas na vertical |
| energia de ionização | aumenta | diminui | elétrons mais presos quando estão mais perto e mais puxados |
| afinidade eletrônica | aumenta, pico no grupo 17 | diminui (a partir do período 3) | um elétron que chega também sente Z_eff |
| eletronegatividade | aumenta | diminui | a mesma atração, medida dentro das ligações |
| caráter metálico | diminui | aumenta | metais são átomos que perdem elétrons com facilidade |
1. Qual é maior, um átomo de magnésio ou um de enxofre? Mesmo período (3), e o enxofre está mais à direita, com Z_eff maior, então o magnésio é maior: 139 pm contra 103 pm.
2. Quem tem a maior primeira energia de ionização, oxigênio ou enxofre? Mesmo grupo; os elétrons de valência do oxigênio estão uma camada mais perto, então o oxigênio: 13,62 eV contra 10,36 eV.
3. As energias de ionização sucessivas de um elemento são 6,1, 11,9, 51 e 67 eV. O grande salto vem depois da segunda, então ele tem dois elétrons de valência: é um elemento do grupo 2. (É o cálcio.)
A Z_eff do potássio
4. Potássio, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹. O elétron 4s não tem vizinhos na camada 4, tem 8 elétrons na camada 3 (× 0,85 = 6,80) e 10 mais fundo (× 1,00 = 10,00). S = 16,80, Z_eff = 19 − 16,80 = 2,20, igual à do sódio. A diferença é a camada: n = 4 em vez de 3, então o potássio é maior e perde o elétron com mais facilidade.
| Errado | Certo | Por quê |
|---|---|---|
| mais prótons, átomo maior | num período, mais prótons o tornam menor | a carga extra puxa a mesma camada para mais perto |
| a tabela é ordenada pela massa | é ordenada pelo número atômico Z | Ar/K, Co/Ni e Te/I ficariam trocados pela massa |
| Z_eff é o número de elétrons de valência | é a carga que um elétron de valência sente | o sódio tem 1 elétron de valência e Z_eff 2,2 |
| os gases nobres têm a maior eletronegatividade | a maioria nem tem valor | a eletronegatividade é definida a partir de ligações, e eles quase não formam nenhuma |
| energia de ionização e afinidade eletrônica são a mesma coisa | uma tira um elétron, a outra acrescenta | seguem tendências parecidas mas medem processos opostos |
Ideias-chave
- A tabela é ordenada pelo número atômico Z; períodos são camadas de elétrons, grupos têm os mesmos elétrons de valência.
- Os blocos s, p, d, f têm o nome do orbital sendo preenchido; os metais ficam à esquerda da escada boro–astato, os não metais à direita.
- Nos blocos s e p o grupo dá o número de elétrons de valência (grupos 13–18: menos 10).
- Z_eff = Z − S: elétrons internos blindam o núcleo, os da mesma camada quase não (Slater: 0,35, 0,85, 1,00).
- Ao longo de um período Z_eff sobe: os átomos encolhem, a energia de ionização e a eletronegatividade sobem.
- Descendo um grupo a camada cresce: os átomos crescem, a energia de ionização e a eletronegatividade caem.
- Um salto nas energias de ionização sucessivas marca o início de uma camada interna, e conta os elétrons de valência.