8.1: Classificação Periódica dos Elementos

A tabela periódica organiza átomos com base no aumento do número atómico para que elementos com as mesmas propriedades químicas ocorram periodicamente. Quando as configurações eletrónicas são adicionadas à tabela, observa-se uma recorrência periódica de configurações eletrónicas semelhantes nas camadas exteriores desses elementos. Como estão nas camadas exteriores de um átomo, os eletrões de valência desempenham o papel mais importante nas reações químicas. Os eletrões exteriores têm a energia mais elevada dos eletrões em um átomo e são mais facilmente perdidos ou partilhados do que os eletrões centrais. Os eletrões de valência são também o factor determinante em algumas propriedades físicas dos elementos.

As linhas horizontais são conhecidas como períodos. Ao longo de um período, cada elemento consecutivo tem um protão adicional no núcleo e um eletrão adicional na camada de valência. As colunas verticais são grupos. Os elementos de qualquer grupo (ou coluna) têm o mesmo número de eletrões de valência (Figura 1); os metais alcalinos lítio e sódio têm cada um apenas um eletrão de valência, os metais alcalinoterrosos berílio e magnésio têm cada um dois, e os halogénios fluorino e cloro têm cada um sete eletrões de valência.  É a perda, ganho, ou partilha de eletrões de valência que define como os elementos reagem. A semelhança nas propriedades químicas entre elementos do mesmo grupo ocorre porque têm o mesmo número de eletrões de valência. 

É importante lembrar que a tabela periódica foi desenvolvida com base no comportamento químico dos elementos, bem antes de qualquer idéia da sua estrutura atómica estar disponível. Agora, compreende-se o arranjo da tabela periódica; elementos cujos átomos têm o mesmo número de eletrões de valência estão no mesmo grupo. As secções coloridas da Figura 1 mostram as três categorias de elementos classificados pelas orbitais que estão a ser preenchidas.

Figura 1: Esta versão da tabela periódica mostra a configuração de cada elemento. Observe que em cada grupo, a configuração é frequentemente semelhante.

Os elementos do grupo principal são por vezes chamados de elementos representativos. Estes são os elementos onde o último eletrão adicionado entra em uma orbital s ou p na camada mais externa, mostrado em azul e vermelho na Figura 1. Esta categoria inclui todos os elementos não-metálicos, bem como os metalóides e muitos metais. Os eletrões de valência para os elementos do grupo principal são aqueles de maior nível n. Por exemplo, o gálio (Ga, número atómico 31) tem a configuração eletrónica [Ar]4s²3d¹⁰4p¹, que contém três eletrões de valência (sublinhados). As orbitais d completamente cheias contam como eletrões centrais, não de valência.

As duas colunas da extrema-esquerda compreendem o bloco s e as seis colunas da extrema-direita constituem o bloco p. Os gases nobres, que fazem parte do bloco p, têm todos oito eletrões de valência, excepto o hélio, que tem dois. Estes elementos são altamente estáveis e não reativos.

Elementos de transição ou metais de transição: Este são elementos metálicos nos quais o último eletrão adicionado entra em uma orbital d. Os eletrões de valência (os adicionados após a última configuração de gás nobre) nestes elementos incluem os eletrões d ns e (n – 1). A definição oficial do IUPAC de elementos de transição especifica aqueles com orbitais d parcialmente cheias. Assim, os elementos com orbitais completamente cheias (Zn, Cd, Hg, bem como Cu, Ag, e Au na Figura 1) não são tecnicamente elementos de transição. No entanto, o termo é frequentemente utilizado para referir todo o bloco d (colorido a amarelo na Figura 1).

O bloco d é composto por 10 colunas. O número quântico principal das orbitais d que se enchem a cada linha é igual ao número da linha menos um. Na quarta linha, as orbitais 3d são preenchidas, na quinta linha, as orbitais 4d são preenchidas, e assim por diante.

Elementos de Transição Interna: Eles são mostrados a verde na Figura 1. As camadas de valência dos elementos de transição interna são constituídas pelas subcamadas (n – 2)f, (n – 1)d, e ns. Os elementos de transição interna constituem o bloco f à medida que o último eletrão entra em uma orbital f. O número quântico principal das orbitais f que se enchem em cada linha é igual ao número da linha menos dois. Na sexta linha, as orbitais 4ff

1. A série dos lantanídeos: Lantanídeo (La) até lutécio (Lu)
2. A série dos actinídeos: Actinídeo (Ac) até laurêncio (Lr)

Lantânio e actínio, devido às suas semelhanças com os outros membros das séries, são incluídos e utilizados para dar nome às séries, mesmo sendo metais de transição sem eletrões f.

Este texto é adaptado de OpenStax Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

Os elétrons que ocupam a camada mais exterior de um átomo são elétrons de valência, enquanto que os elétrons que ocupam os níveis energéticos principais interiores são elétrons de núcleo. Um átomo de sódio com uma configuração de elétrons de 3s1 tem três níveis energéticos principais. Os níveis completos de energia principal interior com 2s22p6 indicam que existem dez elétrons de núcleos seguidos do terceiro nível mais externo que contém o restante, um elétron.

Portanto, o sódio tem um elétron de valência. Da mesma forma, o cloro tem dez elétrons de núcleo e sete elétrons de valência. Os elétrons de valência são os mais afastados do núcleo e são mantidos de forma mais solta.

Por isso, são os mais fáceis de perder ou partilhar e têm um papel importante na ligação química. Os elementos que têm o mesmo número de elétrons de valência têm propriedades químicas semelhantes, como se pode ver na tabela periódica moderna. Para os elementos do grupo principal, o número do grupo de letras é igual ao número de elétrons de valência e o número da fila é igual ao número quantum principal mais elevado desse elemento.

Cada elemento de um grupo tem o mesmo número de elétrons disponível para ligação. Abaixo do grupo, o número quântico principal aumenta em um, enquanto o número de elétrons de valência permanece o mesmo. As duas colunas da extrema-esquerda da tabela periódica constituem o bloco-s.

Para estes elementos, o último elétron entra nums orbital s. Os elementos do grupo 1, exceto para o hidrogênio, são chamados de metais alcalinos e são extremamente reativos uma vez que têm apenas um elétron de valência. Os elementos do grupo 2 são os metais alcalinos da terra com dois elétrons na camada da valência.

As seis colunas da extrema-direita formam o bloco p. A camada de valência destes elementos ocupou completamente as orbitais s e o último elétron entra na orbital p. Do grupo três A para o grupo oito A, o número de elétrons nos orbitais p aumenta em um.

Os gases nobres têm oito elétrons de valência exceto o hélio, que pertence ao bloco s, e só tem dois elétrons. O bloco d é constituído pelas dez colunas colocadas entre os blocos s e p. Estes elementos são denominados de metais de transição.

O último elétron entra na orbital d da camada principal número um a menos do que o número da fila. Na quarta fila, o preenchimento de três orbitais, na quinta fila, quatro orbitais d, e assim por diante. Os elementos de transição interna constituem o bloco f e têm o último elétron a entrar numa orbital f.

O número quântico principal das orbitais f que se preenchem em cada fila são menos dois do que o número da fila. Na sexta fila, o preenchimento das quatro orbitais f, e, na sétima fila, o preenchimento das cinco orbitais f. Os elementos de transição interna estão dispostos na série lantanídea e na série actinídea.

O número de colunas em cada bloco indica quantos elétrons podem ser preenchidos na subcamada do bloco. As duas colunas no bloco s correlacionam-se com a orbital s com dois elétrons, seis colunas no bloco p representam três orbitais p com seis elétrons, enquanto dez colunas no bloco d correspondem a cinco orbitais d com dois elétrons cada. Finalmente, o bloco f é composto por catorze colunas indicando a capacidade máxima de sete orbitais f.