Tabela periódica

Este resumo segue a ordem das Aprendizagens Essenciais: a construção da Tabela Periódica, a sua organização com base nas configurações eletrónicas, as propriedades periódicas (raio atómico e energia de ionização), a formação de iões e a baixa reatividade dos gases nobres. As justificações das propriedades periódicas saem sempre em exame, por isso são o centro deste resumo.

1. A construção da Tabela Periódica

A tabela atual resulta do trabalho de vários cientistas:

• Döbereiner (1829) reparou que há grupos de três elementos com propriedades semelhantes, as tríades.
• Newlands (1864) ordenou os elementos por massa atómica crescente e notou que as propriedades se repetiam de oito em oito (a lei das oitavas).
• Mendeleev (1869) ordenou os elementos por massa atómica crescente e por propriedades semelhantes, deixou lugares vazios para elementos ainda por descobrir e previu as suas propriedades.
• Moseley (1913) mostrou que a ordenação correta é pelo número atómico crescente, que é a base da tabela atual.

2. Organização da Tabela Periódica

A tabela está organizada em grupos (colunas, de 1 a 18), períodos (linhas, de 1 a 7) e blocos (s, p, d e f). A organização depende da configuração eletrónica:

• Período: o número do período é o número de níveis de energia ocupados.
• Grupo: nos elementos representativos, está relacionado com os eletrões de valência.
• Bloco: é dado pelo tipo do subnível mais energético (s, p, d ou f).

O hélio, do grupo 18, tem $2$ eletrões de valência. Alguns grupos têm nome: os metais alcalinos (grupo 1), os metais alcalino-terrosos (grupo 2), os halogéneos (grupo 17) e os gases nobres (grupo 18).

3. Propriedades periódicas: raio atómico e energia de ionização

O raio atómico e a energia de ionização variam de forma regular ao longo da Tabela Periódica, e por isso são propriedades periódicas.

Porquê?

• Raio atómico ao longo do período: o número de níveis ocupados é o mesmo, mas a carga nuclear aumenta. Por isso, a atração entre o núcleo e os eletrões de valência aumenta e a nuvem eletrónica contrai, diminuindo o raio.
• Raio atómico ao longo do grupo: o número de níveis ocupados aumenta. Os eletrões de valência ficam mais afastados do núcleo, a atração diminui e a nuvem aumenta, aumentando o raio.
• Energia de ionização ao longo do período: a carga nuclear aumenta e o raio diminui, por isso a atração núcleo-eletrões é maior e é preciso mais energia para remover o eletrão mais externo.
• Energia de ionização ao longo do grupo: o raio aumenta e a atração diminui, por isso é preciso menos energia para remover o eletrão mais externo.

Em geral, a energia de ionização aumenta ao longo do período. Há pequenas irregularidades (por exemplo, entre o berílio e o boro) que ficam fora das Aprendizagens Essenciais.

O raio atómico e a energia de ionização variam em sentidos opostos. Isto pode servir para confirmares o que escreveste (se o raio aumenta, a energia de ionização deve diminuir), mas não substitui a justificação.

4. Formação de iões e baixa reatividade dos gases nobres

Os átomos tendem a formar iões com a configuração eletrónica de um gás nobre, que é muito estável:

• Os metais, sobretudo dos grupos 1 e 2, têm energias de ionização baixas e perdem eletrões facilmente, formando catiões: os do grupo 1 formam iões com carga $+1$ e os do grupo 2 com carga $+2$.
• Os não metais, sobretudo dos grupos 16 e 17, têm tendência a ganhar eletrões, formando aniões: os do grupo 17 formam iões com carga $-1$ e os do grupo 16 com carga $-2$.

Por exemplo, o ião $\text{Na}^+$ tem a configuração $1s^2\,2s^2\,2p^6$, igual à do néon.

Os gases nobres têm a camada de valência completa (oito eletrões, ou dois no hélio). Não têm tendência para ganhar nem para perder eletrões, por isso são muito estáveis e pouco reativos.

Praticar com exames

Os exercícios de exame deste tema têm a resolução passo a passo. Os alunos perdem pontos a estruturar a resposta escrita, por isso começa pelas perguntas de justificação.