Propriedades da Tabela Periódica

A Tabela Periódica pode ser usada para relacionar as propriedades de seus elementos com suas estruturas atômicas. 
 
Os elementos se organizam de acordo com suas propriedades periódicas: à medida que o número atômico aumenta, os elementos assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período. 
 
Raio Atômico: É o tamanho do átomo
 
O raio atômico é a distância aproximada entre o núcleo do átomo e o seu elétron mais externo. Em um mesmo grupo da tabela, o raio atômico aumenta de cima para baixo. Isso se explica pelo fato de os elementos localizados na parte de baixo da tabela possuírem mais camadas eletrônicas. Em um mesmo período da tabela, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda. Isso ocorre porque os elementos à direita têm mais prótons no núcleo e atraem mais intensamente os elétrons. Essa atração reduz o raio do átomo.
 
atenção: toda vez que aparecer a palavra eletro os gases nobres não fazem parte. pois, não possuem a propriedade de perder e nem ganhar elétrons.
 
Eletropositividade: É capacidade do átomo de perder elétrons. 
 
Eletropositividade, também denominada de Caráter Metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo em perder elétrons. Opõe-se àeletronegatividade. 

Os valores da eletropositivade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, para os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletropositividade. A eletropositividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atómico. Assim: Quanto menor o raio atómico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto menor sua eletropositividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica: Nas famílias: a eletropositividade cresce da direita para a esquerda, Nos períodos: a eletropositividade cresce de cima para baixo. Concluindo-se que o elemento mais eletropositivo da tabela é o frâncio.

Eletronegatividade: É capacidade do átomo de ganhar elétrons.

Em um grupo de elementos, a eletronegatividade diminui à medida que aumenta o número atômicos, como um resultado do aumento da distância entre a valência de elétrons e do núcleo (maior raio atômico). Um exemplo de um elemento eletropositivos (isto é, menor eletronegatividade) é o césio, um exemplo de um elemento altamente eletronegativo é o flúor.

Energia de Ionização 
 
 
Energia de ionização ou potencial de ionização é a energia mínima para remover um elétron do átomo em estado isolado, fundamental e gasoso. Em um mesmo grupo da tabela, a energia de ionização aumenta de baixo para cima. Isso ocorre porque os elementos localizados na parte de cima da tabela têm menos camadas eletrônicas. Os elétrons estão mais próximos do núcleo e, por isso, são atraídos mais fortemente. Em um mesmo período da tabela, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita. Os elementos localizados à direita apresentam menor raio atômico e, por isso, atraem mais intensamente os elétrons.
 

A energia fornecida para se retirar o primeiro elétron, isto é, o elétron mais afastado do núcleo, que se encontra na camada de valência, é denominada primeira energia de ionização. Seu valor é menor do que uma segunda energia de ionização, que é fornecida para se retirar um segundo elétron, e assim sucessivamente.

Isso ocorre porque, quando retiramos um elétron, a quantidade de elétrons na eletrosfera do átomo diminui, aumentando a força de atração com o núcleo e, consequentemente, será necessária uma energia maior para retirar o próximo elétron. Isso pode ser visto pelos dados experimentais abaixo, que mostram a retirada de 3 elétrons do nível de energia mais externo (3s2 3p1) de um átomo de alumínio (Al(g)):

 

13Al     + 577,4 kJ/mol →13Al1+ + e-
13Al1+ + 1816,6 kJ/mol →13Al2+ + e-
13Al2+ + 2744,6 kJ/mol →13Al3+ + e-
13Al3+ + 11575,0 kJ/mol →13Al4+ + e-

 

Observe que a energia de ionização aumenta da seguinte forma:

 

1ª E.I < 2ª E.I < 3ª E.I. <<< 4ª E.I.

 

Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica

Eletroafinidade ou afinidade eletrônica corresponde à energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso. Ao receber um elétron, o átomo libera uma quantidade de energia, determinada pela eletroafinidade.

Por exemplo, o flúor tem essa capacidade de atrair elétrons e “capturá-los” originando um íon de carga negativa. Quando isso ocorre, é liberada uma quantidade de energia específica para cada elemento. No caso do flúor, essa energia é de 328 kJ. Desse modo, essa energia liberada é definida como Eletroafinidade por que mede o grau de afinidade ou a potência da atração do átomo pelo elétron adicionado.

F (g) + e- → F-(g) + 328 kJ

Se compararmos a eletroafinidade do flúor, que é um elemento da família VII A ou 17 da Tabela Periódica, com a do lítio, pertencente à primeira família, veremos que a eletroafinidade do flúor é bem maior, pois, como vimos, é de 328 kJ, enquanto que a do lítio é de apenas 60 kJ.

Fatos como esse se repetem ao examinarmos as eletroafinidades dos elementos ao longo dos períodos e das famílias da Tabela Periódica. Assim, apesar de não se ter ainda determinado experimentalmente os valores das eletroafinidades de todos os elementos (por que é difícil de ser medida), é possível generalizar que a eletroafinidade diminui com o aumento do raio atômico, isto é na Tabela Periódica, ela aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. O que faz da eletroafinidade uma propriedade periódica.

Portanto, como se pode observar no esquema abaixo, visto que ainda não se determinou experimentalmente os valores das eletroafinidades dos gases nobres (família 18, ou VIII A ou ainda, 0), elas foram apenas estimadas; os elementos com maiores eletroafinidades são os halogênios (elementos pertencentes à família 17 ou VII A) e o oxigênio.

 

Densidade Absoluta: também chamada de massa específica, é a relação existente entre a massa e o volume ocupado pelas substâncias simples (no estado sólido) formadas pelos elementos. Aumenta de cima para baixo e das extremidades para o centro. 

A densidade de um elemento é a relação entre sua massa e o volume que ele ocupa. Em um mesmo grupo, a densidade aumenta de cima para baixo. Em um mesmo período, a densidade aumenta dos extremos para o centro. O elemento mais denso é o ósmio. Um centímetro cúbico de ósmio tem massa de 22,57 gramas.

 

Volume  Atômico:  é o volume ocupado por 1 mol de átomos de um determinado elemento quando no estado sólido. Aumenta de cima para baixo e do centro para as extremidades. 

Pontos de Fusão e Ebulição: indicam, respectivamente, as temperaturas em que as substâncias simples formadas pelos elementos se fundem ou entram em ebulição. Aumentam de cima para baixo (exceto nas colunas 1 A e 2 A, onde aumentam de baixo para cima) e das extremidades para o centro. 
Entre os metais o tungstênio (W) é o que apresenta o maior PF: 5900 ° C. Uma anomalia importante ocorre com o elemento químico carbono (C),um ametal: Ele tem uma propriedade de originar estruturas formadas por um grande número de átomos, o que faz com que esse elemento apresente elevados pontos de fusão ( PF =3550 ° C)
 
A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade.

Pela figura podemos observar que:

a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)

b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).

 

Propriedade Aperiódicas: Os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. 

Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica. É válido ressaltar que a massa atômica sempre aumenta de acordo com o número atômico do elemento, e não diz respeito à posição deste elemento na Tabela.