Para melhor estudar os elementos, os cientistas tentaram dispô-los de tal forma que se obtivesse um quadro com o qual, conforme a posição do elemento, fosse possível prever suas proximidades ainda que estas não estivesse verificadas experimentalmente. Muitas foram as tentativas de correlacionar as propriedades dos elementos. Em 1829, o químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner observou que certos grupos de três elementos possuíam propriedades semelhantes. Tais grupos foram chamados tríades e Döbereiner assinalou que a massa atômica do elemento central era próxima à média aritmética das massas atômicas dos elementos laterais. Uma dessas tríades seria formada pelo lítio, sódio e potássio – a média das massas atômicas do lítio (7) e do potássio (39) seria igual à do sódio (23).

Após trabalhos de Stanislao Cannizzaro, que esclareceram a diferença entre átomos e moléculas e forneceram base segura para determinação dos pesos atômicos, Alexandre de Chancourtois apresentou em 1862 a primeira classificação periódica no sentido atual.

Em 1864, o químico inglês John A. R. Newlands, amante da música, verificou que, se os elementos fossem tabelados segundo as massas atômicas, suas propriedades se repetiriam de oito em oito elementos e enunciou a “lei das oitavas”: as propriedades físicas e químicas dos elementos se repetem como uma oitava na escala musical. Embora válida para os elementos de massas atômicas baixas, a lei não pôde ser aplicada de modo geral.

Em 1869, o russo Mendeleiev teve a idéia de arrumar os elementos na ordem crescente das massas atômicas e verificou uma periodicidade em seu comportamento químico e físico. Para ele, “as propriedades físicas e químicas dos elementos variam como uma função periódica de suas massas atômicas”. Aplicando essa lei, Mendeleiev pôde prever as propriedades de elementos até então desconhecidos, além de sistematizar o estudo de todos os elementos.

Pelo método periódico, Mendeleiev descobriu a massa atômica, a massa específica, o volume atômico, o calor específico, a cor e outras propriedades dos elementos eca-boro, eca-silício e eca-alumínio, atualmente chamados, respectivamente, escândio, germânio e gálio. Quando se descobriram experimentalmente esses elementos, as propriedades previstas foram plenamente verificadas.

Havia, porém, três exceções à lei de Mendeleiev. Segundo ela, o níquel (massa atômica 58,71) deveria preceder o cobalto (58,94), mas se sabia, pelas propriedades manifestadas por esses elementos, que ocorreria o contrário. Algo semelhante acontece com o argônio e o potássio, e com o telúrio e o iodo. As inversões que subsistiram se justificaram com a proposta do conceito de número atômico por Henry Moseley, em 1912. O número atômico, base atual da classificação periódica substituiu a lei de Mendeleiev a expressão “peso atômico“”. Além disso, a descoberta dos gases nobres em 1894 obrigou à introdução de novo grupo de elementos: o zero.

Descrição:

A tabela idealizada por Mendeleiev ordena os elementos em ordem crescente de peso atômico. Atualmente se sabe que a periodicidade nas propriedades se exemplifica melhor se os elementos são postos em ordem crescente de número atômico.

A lei periódica moderna estabelece que os elementos se ordenam de acordo com o aumento do número atômico, observa-se repetição de suas propriedades. Essa lei é a base da tabela periódica moderna, na qual famílias de elementos, como os halogênios, gases nobres e metais alcalinos, aparecem nas colunas verticais. As linhas horizontais da tabela são chamadas períodos e são numeradas de 1 a 7 com algarismos arábicos. As colunas verticais, chamadas grupos, representam uma família de elementos. Os grupos que contêm cinco ou seis elementos são chamados principais, representativos ou grupos A, e são enumerados de I a VII com algarismos romanos seguidos da lera a. Também inclui entre os grupos principais o grupo zero, dos gases nobres.

Os grupos representativos são subdivididos em subgrupos. O subgrupo Ia é dos metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); o subgrupo IIa é o dos metais alcalino-terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra); o IIIa é o subgrupo do alumínio (B, Al, Ga, In, Tl); o IVa é o subgrupo do carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb); o Va é o subgrupo do nitrogênio (N, P, As, Sb, Bi); o VIa é o dos calcogênios (O, S, Se, Te, Po); o VIIa é o dos halogênios (F, Cℓ, Br, I, At). Ao grupo zero pertencem os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

A parte central da tabela periódica compreende os elementos dos subgrupos b, chamados elementos de transição. No subgrupo IIIb o elemento de número atômico 57 é o lantânio, e nessa mesma posição estão situados os chamados lantanídeos (números atômicos 58 e 71); no mesmo subgrupo, o elemento 89 é o actínio, e nessa mesma posição situam-se os chamados actinídeos (números atômicos 90 ou mais). Os lantanídeos e actinídeos poderiam ser postos no local a eles destinados, mas isso faria com que a tabela periódica ficasse muito extensa. Por essa razão, essas duas seqüências de elementos são mostradas separadamente, abaixo da tabela periódica.

A tabela apresenta ainda sete períodos, dispostos horizontalmente. São classificados segundo seu número de elementos. O primeiro, com dois elementos, é chamado muito curto; o segundo e o terceiro (ambos com oito elementos), chamam-se curtos; o quarto e o quinto (ambos com 18 elementos), longos; o sexto (32 elementos), muito longo; e o sétimo período é incompleto. Todos os períodos começam com um metal alcalino (exceto o primeiro) e terminam com um gás nobre (exceto o sétimo).

A posição de um elemento na tabela periódica é definida em função de sua configuração eletrônica. O número do período em que se encontra o elemento é igual ao número de níveis energéticos (ordem de afastamento dos elétrons em relação ao núcleo) de sua configuração eletrônica. Assim, um elemento que pertence ao terceiro período possui três níveis energéticos (K-L-M) e um elemento do quino período possui cinco níveis energéticos (K-L-M-N-O).

Do mesmo modo, o número do grupo em que se acha o elemento é igual ao número de elétrons do último nível (para os elementos dos subgrupos A, isto é, os elementos representativos). Assim, os metais alcalinos (subgrupo Ia) possuem um só elétron no ultimo nível; os metais alcalino-terrosos (subgrupo IIa) têm dois elétrons no último nível; e os halogênios (subgrupo VIIa) apresentam sete. Os gases nobres, que à exceção do hélio possuem oito elétrons na última camada, pertencem ao grupo zero porque durante muito tempo se acreditou que eles não pudessem se combinar a outros elementos e tivessem, portanto, valência zero.

Propriedades periódicas:

Dá-se o nome de propriedades periódicas àquelas que crescem ou decrescem regularmente dentro de um período. Conhecendo-se a variação dessas propriedades, a tabela periódica torna-se instrumento de grande utilidade na química. Exemplos de propriedades periódicas são: (1) eletronegatividade, diretamente proporcional ao caráter não-metálico, representa a tendência de um átomo ligado a atrair elétrons para si mesmo; (2) eletropositividade, diretamente proporcional ao caráter metálico, representa a tendência de um elemento a ceder elétrons; (3) potencial de ionização, energia necessária para arrancar um elétron de um átomo isolado e no estado gasoso, transformando-o num cátion monovalente; (4) afinidade eletrônica, energia liberada quando se adiciona um elétron a um átomo isolado e no estado gasoso, transformando-o num ânion monovalente; e (5) raio atômico, metade da distância entre átomos iguais ligados entre si.

Considerando apenas os elementos representativos e partindo de qualquer dos elementos na tabela, verifica-se que a eletronegatividade (caráter não-metálico), o potencial de ionização e a afinidade eletrônica decrescem da direita para a esquerda e de cima para baixo. Assim, tomando como ponto de partida o selênio (número atômico 34), pode-se verificar que tais propriedades decrescem gradualmente no sentido do telúrio e do polônio. Enquanto isso, a eletropositividade (caráter metálico) e o raio atômico decrescem da esquerda para a direita e de baixo para cima.