Propriedades Periódicas

As propriedades periódicas são características ou tendências que certos elementos químicos podem relevar segundo a sua posição na tabela periódica e ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. Entre elas, destacam-se:

• Raio Atômico
• Potencial de Ionização
• Eletronegatividade
• Eletropositividade
• Afinidade Eletrônica

Raio atômico

O raio atômico é a distância do núcleo à ultima camada eletrônica. Ao contrário do que se poderia pensar, o raio atômico não depende apenas do peso do átomo e/ou da quantidade de elétrons presentes na eletrosfera. É também fortemente afetado pela eletronegatividade de cada elemento.

Simplificadamente, o raio atômico é a distância entre o centro do átomo e a sua camada de valência, que é o nível de energia com elétrons mais externo deste átomo. Como consequência do átomo não ser rígido é impossível calcular o seu raio atômico exato. Deste modo, calcula-se o seu raio atômico médio.

Devido a dificuldade em obter-se o raio de átomos isolados determina-se ( através de raio X ) a distância entre os núcleos de dois átomos ligados do mesmo elemento, no estado sólido. O raio atômico será a média da distância calculada.

Energia ou potencial de ionização é a energia mínima requerida para arrancar um elétron de um átomo. Em uma família cresce de cima para baixo, a medida em que as camadas eletrônicas aumentam, sendo o elétron menos atraído pelo núcleo. No período, cresce da direita para a esquerda, acompanhando o crescimento do número atômico (Z), o que faz a camada de valência ficar mais próxima do núcleo.

A eletronegatividade (também denominada de caráter ametálico) é uma propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo ou molécula em atrair elétrons, quando combinado em uma ligação covalente. A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico, visto que quão menor o raio atômico, maior a força exercida pelas particulas positivas do núcleo sobre elétrons próximos.

Os valores da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, os gases nobres, que em em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletronegatividade.Duas escalas de eletronegatividade são comumente utilizadas: a escala Pauling (proposta em 1932) e a escala Mulliken (proposta em 1934). Outra escala proposta foi a escala Allred-Rochow.

Com sentido oposto à eletronegatividade, a eletropositividade (também denominado de caráter metálico) é uma propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo de perder elétrons. Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois uma de suas principais características é a grande capacidade de perder elétrons. Entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade há uma relação genérica, uma vez que quanto maior o tamanho do átomo, menor a atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons mais externos, portanto, maior a facilidade do átomo em perder elétrons.

Potencial de ionização

Segundo Mahan, Bruce M.; et. al. " … as primeiras energias de ionização I₁ … são iguais às energias mínimas necessárias para provocar a seguinte transformação:

• ".

A primeira energia de ionização corresponde portanto à mínima energia necessária para se transformar o átomo M de um dado elemento químico no estado gasoso em seu correspondente cátion monovalente, ficando o elétron removido a uma distância tal do cátion que o torne completamente livre da atração eletrostática deste cátion, ou em termos mais específicos, com energia mecânica total nula.

Em verdade podem ser retirados um ou mais elétron de um átomo, o que origina uma sequência de energias de ionização. A definição da segunda energia de ionização nos leva à energia mínima necessária para transformar um cátion monovalente do elemento M em seu correspondente cátion divalente:

• 

e para as demais energias de ionização deve-se seguir o mesmo algoritmo.

As energias de ionização podem ser medida em elétron-volts [eV] ou em (quilo)joules por mol [(K)J/mol], e tem-se abaixo um exemplo com base no alumínio onde a medida desta energia encontra-se expressa em quilojoules por mol (KJ/mol).

1º Potencial de ionização do Al (I₁):

Al_(g) (+ I₁) Al⁺_(g) + e^- ⇒ I₁ = 577,5 KJ/mol

2º Potencial de ionização do Al (I₂):

Al⁺_(g) (+ I₂) Al²⁺_(g) + e^- ⇒ I₂ = 1816,7 KJ/mol

3º Potencial de ionização do Al (I₃):

Al²⁺_(g) (+ I₃) Al³⁺_(g) + e^- ⇒ I₃ = 2744,8 KJ/mol

A cada novo elétron retirado do átomo (ou cátion) maior torna-se a energia de ionização subsequente. Isso ocorre devido o aumento da sua carga efetiva do cátion uma vez que a remoção de um elétron implica agor a ausência da blindagem nuclear antes promovida pelo mesmo, e de forma mais evidente percebe-se que é mais fácil retirar um elétron de um átomo neutro do que de um íon positivo já que quanto maior a distância entre o núcleo e o elétron menor é a força de atração (e menor é a energia potencial elétrica) entre eles.

Numa tabela periódica as primeiras energias de ionização tendem a crescer nos:

• Períodos, da esquerda para a direita. Nesse sentido aumenta a carga nuclear (número atômico) dos átomos, portanto, aumenta a atração do núcleo sobre os elétrons.
• Grupos de baixo para cima. Nesse sentido diminui o tamanho do átomo, aumentando a atração nuclear sobre os elétrons.

As demais energias de ionização tendem a seguir o mesmo padrão e sofrem aumentos consideráveis quando a remoção do elétron seguinte implica remoção de um elétron de uma camada eletrônica até então completa, o que seria o caso para a quarta energia de ionização do alumínio no exemplo, I₄ = 11577,4 KJ/mol.

O correspondente à presente energia de ionização no que se refere à física do estado sólido é o que se chama função trabalho do material, sendo esta uma grandeza muito importante no estudo do efeito fotoelétrico e em técnicas como espectroscopia de fotoelétrons. Se o objetivo é a produção de corrente elétrica de forma contínua e seguramente mensurável a energia associada é a energia de limiar de fotoemissão,sendo esta última muitas vezes também chamada energia de ionização I do material.

Eletronegatividade

Ao considerarem-se as ligações químicas entre dois ou mais elementos as ligações iônicas e covalentes figuram como dois casos limítrofes, das quais apenas a segunda pode ocorrer em sólidos compostos por átomos de um único elemento (a ligação metálica em sólidos elementares figura então como um caso especial de ligação covalente). Na maioria dos casos a ligação apresenta uma natureza intermediária representando uma mistura dos dois casos limítrofes.
Uma medida qualitativa da ionicidade de uma ligação química é fornecida por meio de uma escala de eletronegatividade, também denominada de caráter ametálico, é uma propriedade periódica que mede a tendência de um átomo, de uma ligação química, em ganhar elétrons. Esta escala foi inicialmente proposta por Linus Pauling como resultado de seus estudos sobre energias de ligação. Posteriormente Mullikan definiu numericamente a eletronegatividade E em termos da energia de ionização I e da afinidade eletrônica A mediante a equação:

Com as parcelas expressas em elétron-volts (eV) obtemos a tabela para as eletronegatividades dos elementos exibida ao fim deste artigo, com valores também expressas em elétron-volts.
Em uma ligação entre dois átomos, o átomo com maior eletronegatividade será o ânion. A diferença entre as eletronegatividades dos dois átomos é uma medida da ionicidade da ligação, e se este valor superar a 1,7eV a ligação será puramente iônica e não apresentará caráter covalente.  

Escala de eletronegatividade de Pauling

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Período

1

H 2,2

He

2

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Ne

3

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

Ar

4

K 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,8

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 3,0

Kr

5

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,5

Xe

6

Cs 0,7

Ba 0,9

*

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hg 1,9

Tl 1,8

Pb 1,9

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

Rn

7

Fr 0,7

Ra 0,9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Uub

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

 Tabela by: Wikipédia

Eletropositividade

A eletropositividade, também denominada de caráter metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo em perder elétrons. Opõe-se à eletronegatividade.

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 a sua eletropositividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica:

Nos períodos: a eletropositividade cresce da direita para a esquerda,

Nas famílias: a eletropositividade cresce de cima para baixo.

Concluindo-se que o elemento mais eletropositivo da tabela é o frâncio.

Afinidade eletrônica

Afinidade eletrônica (ou eletroafinidade), propriedade periódica, é a energia que um, e somente um átomo, em estado fundamental, no estado gasoso, libera ao "ganhar" um elétron. Essa energia liberada é representada por um , a variação de entalpia do processo. Em se tratando de processos favoráveis - onde há tendência do átomo em ganhar elétron - o processo será mais exoenergético (Reação exotérmica), ou seja, haverá maior liberação de energia (o que implica um menor que zero). Segundo Mahan, Bruce M.; et. al.:

"A afinidade eletrônica, A, é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron de um ânion, para gerar um átomo neutro.".

Os processos favoráveis são aqueles em que o ganho de elétrons levará o átomo ao preenchimento da última camada eletrônica, ou ainda, levará o átomo a completar o octeto. A teoria do octeto proposta por Linus Pauling e amplamente conhecida em química diz que os átomos (representativos) mais estáveis são aqueles com oito elétrons na última camada, ou melhor, com a última camada completa, a exemplo os gases nobres.

Observando tais propriedades, desmente-se a ideia falsa de que os gases nobres (família 18) tem afinidade eletronica igual a zero. Tal conclusão equivocada pode vir da palavra "afinidade", sugerindo que átomos estáveis "não têm afinidade eletrônica". Na verdade, a afinidade eletrônica desses gases é menor em módulo, ou melhor, o processo é menos exotérmico para qualquer átomo gasoso com octeto completo. Observe que "afinidade eletrônica zero" representa um absurdo, uma vez que a admissão de um elétron por qualquer átomo necessariamente causa variação em sua energia.

A energia liberada é diretamente proporcional à energia potencial elétrica associada ao átomo e ao elétron admitido, e mostra-se inversamente proporcional ao raio atômico. Nas famílias da tabela periódica a afinidade eletrônica aumenta em módulo conforme diminui o número de camadas, ou seja, de baixo para cima. No período, a afinidade eletrlônica aumenta, em módulo, conforme o número atômico aumenta: da esquerda para a direita. Os elementos que liberam maior energia ao ganhar um elétron são os halogênios, pois são os que estão mais próximos de atingir configuração eletrônica de um gás nobre. É digno de menção que o elemento 17 da tabela periódica, o cloro (Cl), é o elemento de maior afinidade eetrônica, liberando a maior das energias ao receber um elétron.()

Postado por: Lucas Roberto V. Alencar