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Elemento


  Bioquímica

Um dos sábios da Grécia pré-socrática, Empédocles de Agrigento, acreditava que o mundo se constituía de quatro elementos: terra, água, ar e fogo. Essa classificação, associada na Idade Média à astrologia e à magia, não resistiu à ciência moderna, baseada na técnica e na experiência e não nas concepções filosóficas.
Do ponto de vista genérico, elemento se define como a parte fundamental e indivisível de um conjunto. Atualmente, esse conceito se identifica com o de elemento químico, substância que não pode ser decomposta por ação mecânica ou química.


Evolução histórica. A história da teoria dos elementos é importante para a história da ciência, pois representa o esforço de explicar o mundo em função dos princípios que o constituem, o que implica substituir a interpretação mágica e mitológica pela explicação científica ou racional. Os filósofos gregos anteriores a Sócrates foram os primeiros a tratar a questão, de Tales de Mileto, do século VI a.C., para o qual a água era a origem de tudo, até Empédocles, do século V a.C., que admitia quatro elementos como substâncias primordiais ou raízes de todas as coisas.
A teoria dos quatro elementos foi aceita até o final da Idade Média européia, como fundamento da concepção do mundo físico ou teoria filosófica da natureza. No Renascimento, o médico e filósofo Paracelso pôs em dúvida a concepção tradicional de elementos, os quais, a seu ver, não eram os componentes últimos da matéria. Segundo Paracelso, os elementos são "matrizes elementares" onde as coisas são geradas e nas quais encontram a fórmula físico-química que, de acordo com a analogia universal, revela suas propriedades radicais. Paracelso propôs três princípios (tria prima), que seriam constituintes de todas as substâncias: enxofre, mercúrio e sal, portadores de três propriedades, respectivamente combustibilidade, volatilidade e solidez.
Paracelso dominou o panorama da alquimia até o século XVII, quando o pesquisador britânico Robert Boyle afirmou que os elementos deveriam ter uma natureza material e serem componentes de corpos sólidos. O que Boyle realmente fez foi lançar as bases da química analítica: mostrou como distinguir uma espécie química da outra e desenvolveu a hipótese corpuscular da matéria, o que implicou rejeitar a possibilidade de que os elementos fossem intertransformáveis. A hipótese corpuscular, mais tarde desenvolvida na teoria atômica de Dalton, teve aceitação invulgar. Segundo ela, cada elemento tem seu átomo característico, com peso atômico próprio, sendo os átomos indestrutíveis e inalteráveis.
Em 1815, o médico e químico inglês William Prout  sugeriu uma volta ao elemento primordial, formador de todos os outros. Essa afirmativa, conhecida como hipótese de Prout, encontrava no hidrogênio o elemento primeiro e tratava todos os demais como múltiplos dele. Nesse caso, os pesos atômicos de todos os elementos deveriam ser números inteiros, tomando-se a unidade como o peso do hidrogênio.
Apesar da grande aceitação de que gozou a hipótese de Prout, o químico belga Jean Servais Stas, ao rever os pesos atômicos dos elementos em meados do século XIX, mostrou que os muitos arredondamentos feitos para satisfazer a hipótese eram inadequados. A descoberta da lei da classificação periódica, por Mendeleiev, voltou a orientar a atenção dos químicos na direção de uma relação periódica entre os elementos.


Distribuição cósmica dos elementos. O elemento mais abundante no universo é o hidrogênio, seguido do hélio, carbono e oxigênio, de acordo com teorias cosmológicas experimentalmente comprovadas. Nos planetas e asteróides predominam, em geral, elementos de maior peso atômico. A crosta terrestre se compõe de poucos elementos dominantes. Entre todos os conhecidos, dos quais 92 são naturais, só oito (oxigênio, silício, alumínio, ferro, cálcio, magnésio, sódio e potássio) formam cerca de 99% da massa da Terra.
Em pesquisas realizadas com a água do mar, demonstrou-se que seus elementos constituintes formam uma solução aquosa uniforme, com predominância do cloreto de sódio. Quanto à atmosfera terrestre, sabe-se que é composta sobretudo de oxigênio e nitrogênio, com uma pequena proporção (menor que um por cento) de argônio, hélio e gás carbônico.


Átomos e elementos. Com a descoberta da radioatividade e, portanto, dos isótopos, no princípio do século XX, ficou patente que um mesmo elemento pode ser formado por átomos de massa diferente (os isótopos), devido a uma diferença no número de nêutrons. Assim, a característica mais importante de um elemento não é a massa atômica, ou número atômico de massa (A), mas a carga nuclear ou número atômico (Z), que corresponde ao número de prótons que o átomo tem no núcleo.
A menor partícula em que é possível subdividir um elemento não é o átomo, mas unidades subatômicas, cujo rearranjo permite a transformação de um elemento em outro. Modernamente, o químico define elemento como um conjunto de átomos de mesmo número atômico, ou a parte comum às variedades alotrópicas das substâncias simples e seus compostos, ou como cada um dos formadores de substâncias.


Nomenclatura. Os símbolos, representações abreviadas dos elementos, já eram empregados pelos alquimistas, que os utilizavam, também, para representar as diferentes formas de energia existentes. Os símbolos dessa época guardavam estreita relação com as interpretações mágicas do mundo e, no caso dos metais, coincidiam com a representação utilizada para os astros, aos quais estariam supostamente ligados.
Após os trabalhos de Lavoisier e Dalton, no final do século XVIII, coube a Berzelius a apresentação de um sistema aceito pela ciência química. O método consiste em utilizar como símbolo de um dado elemento químico a primeira letra de seu nome latino seguida de uma segunda, no caso de haver letras repetidas para elementos diferentes.
Entre os elementos cujos símbolos químicos derivam do latim estão o Sb, para o antimônio (stibium); Cu, para o cobre (cuprum); Au, para o ouro (aurum); Pb, para o chumbo (plumbum); Hg, para mercúrio (hidragirum); K, para o potássio (kalium); Na, para o sódio (natrium); e Sn, para o estanho (stannum). Os elementos que têm seu nome iniciado pela mesma letra recebem símbolos diferenciados pela segunda letra. Assim, emprega-se o símbolo C para representar o elemento carbono; Ca, para o cálcio; Cd, para o cádmio; Ce, para o cério etc.


Tabela periódica
Histórico. 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 propriedades ainda que estas não estivessem 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 os trabalhos de Stanislao Cannizzaro, que esclareceram a diferença entre átomos e moléculas e forneceram base segura para a determinação dos pesos atômicos, Alexandre de Chancourtois apresentou em 1862 a primeira classificação periódica no sentido atual. Dividiu a superfície de um cilindro em 16 segmentos e marcou os pesos atômicos sobre uma geratriz. Na hélice que traçou na superfície do cilindro foram dispostos os elementos, em ordem de peso atômico. Os elementos sobre a mesma geratriz apresentariam propriedades semelhantes.
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 ocorria 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 na 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 se os elementos se ordenam de acordo com o aumento do número atômico, observa-se a 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 numerados de I a VII com algarismos romanos seguidos da letra a. Também se 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); e 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 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 a 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 destinado, 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 quinto 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 último 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 arsênio, germânico e gálio, até o potássio; e 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.


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