PROPRIEDADES PERIÓDICAS

      As variações das propriedades periódicas podem ser explicadas com base na configuração eletrônicas dos elementos e no princípio da lei de Coulomb.

 

A seguir iremos estudar essas variações.

1.    Raio atômico e iônico

A metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos sem estarem quimicamente ligados e na forma mais densamente compactada ou seja, em um cristal metálico.

A medida que se desce num grupo ou família, o tamanho dos átomos aumenta e, a medida que percorremos da esquerda para direita num período, observa-se uma diminuição gradual no tamanho dos átomos.

Por quê? 

      Em função da carga nuclear, e a atração eletro-núcleo, um átomo com raio pequeno tem poucos elétrons e está mais fortemente atraído pelo núcleo que átomos com elevados números atômicos, onde há uma blindagem dos elétrons internos em relação aos mais externos. Ou seja, quanto maior o átomo mais distante estará os elétrons externos e não sofrem grande atração pelo núcleo,  tendo assim, uma maior nuvem eletrônica  em relação a átomos pequenos em que a nuvem  eletrônica esta confinada mais próxima ao núcleo.

2.    ENERGIA DE IONIZAÇÃO

      Energia mínima necessária para retirar um eletron de um átomo gasoso, no seu estado fundamental.

Representado como:

      Como mais de um átomo pode ser retirado de um átomo, a energia gasta para se retirar o segundo elétrons é chamada de segunda energia de ionização, e assim por diante.

      A variação ao longo de um período, a primeira energia de ionização ocorre da esquerda para direita, e a variação nos grupos ocorre de forma similar ao tamanho do raio atômico. Portanto quando percorremos uma família ou grupo de cima para baixo, o aumento que ocorre no tamanho é acompanhado por uma diminuição na energia de ionização.

      

 Por quê? 

      Em função da carga nuclear, e a atração eletro-núcleo, um átomo com raio pequeno tem poucos elétrons e está mais fortemente atraído pelo núcleo que átomos com elevados números atômicos, onde há uma blindagem dos elétrons internos em relação aos mais externos.

Portanto, a medida que o raio atômico aumenta, torna-se mais “fácil” de retirar um elétron, ou seja, gasta-se menos energia pois  ele está fracamente atraído pelo núcleo. E vice versa, quando se percorre de baixo para cima num grupo ou família, os raios atômicos diminuem e os elétrons ficam gradativamente mais atraído pelo núcleo, ficando cada vez mais difícil a retirada de um elétron e, consequentemente se gasta mais energia para se retirar um elétron.

3.    AFINIDADE ELETRÔNICA

      Afinidade eletrônica (AE) de um átomo é a energia liberada quando um eletron é adicionado a um átomo neutro, gasoso, em seu estado fundamental.

      Assim como a energia de ionização a afinidade eletrônica se aplica a átomos isolados, porém representa um processo contrário ao da energia de ionização. Neste caso, ocorre a adição de um elétron e liberação de energia. Não se exige trabalho para remove-lo.

    

Por quê?

      Quanto menor o raio atômico maior a afinidade eletrônica.

4.    ELETRONEGATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE

      Indica a tendência de um átomo em atrair elétrons (eletronegatividade) ou em perder elétrons (eletropositividade). Portanto, quando um átomo apresenta dificuldade em perder elétrons, ele apresenta alta eletronegatividade. Do mesmo modo, quando um átomo apresenta facilidade em ganhar elétrons ele apresentará alta eletronegatividade. Esses fatos decorrem das propriedades anteriores, afinidade eletrônica e da energia de ionização.

Sendo assim, fica mais fácil de entender outras propriedades químicas como densidade, volume atômico, pontos de fusão e ebulição e reatividade química.

d = m/v ;  v =  massa molar/ densidade.