As propriedades periódicas dos elementos são características físicas e químicas que se repetem em intervalos regulares na tabela periódica. Essas propriedades são essenciais para entender o comportamento dos elementos e prever seu comportamento em reações químicas. Alguns exemplos de propriedades periódicas incluem raio atômico, eletronegatividade, afinidade eletrônica e energia de ionização. O estudo dessas propriedades permite aos cientistas classificar os elementos e compreender melhor a estrutura e reatividade dos átomos.
Propriedades periódicas dos elementos: conheça as características que se repetem na tabela periódica.
As propriedades periódicas dos elementos são características que se repetem de forma previsível na tabela periódica. Essas propriedades incluem raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade e a capacidade de formar compostos.
O raio atômico, por exemplo, é a metade da distância entre os núcleos de dois átomos iguais em uma molécula. Ele tende a aumentar conforme descemos em um grupo na tabela periódica e a diminuir conforme avançamos em um período. Já a energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro e segue um padrão semelhante ao raio atômico.
A afinidade eletrônica, por sua vez, é a energia liberada quando um átomo recebe um elétron. Ela tende a aumentar conforme avançamos em um período da tabela periódica. A eletronegatividade, que mede a capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação química, também segue um padrão periódico.
Portanto, ao observar as propriedades periódicas dos elementos, podemos prever muitas de suas características e comportamentos químicos. É importante entender essas tendências para compreender melhor a química dos elementos e a formação de compostos químicos.
Conheça as propriedades dos elementos presentes na Tabela Periódica.
Os elementos presentes na Tabela Periódica possuem diversas propriedades que os diferenciam uns dos outros. As propriedades periódicas dos elementos são características que se repetem periodicamente ao longo da tabela, de acordo com a variação do número atômico.
Uma das propriedades mais conhecidas é a eletronegatividade, que representa a capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação química. Elementos como o flúor e o oxigênio apresentam alta eletronegatividade, enquanto metais como o sódio e o potássio possuem baixa eletronegatividade.
Outra propriedade importante é a raio atômico, que corresponde ao tamanho do átomo. Geralmente, o raio atômico aumenta ao descer em um grupo e diminui ao avançar em um período na Tabela Periódica. Isso ocorre devido à variação do número de camadas eletrônicas e da carga nuclear efetiva.
Além disso, a energia de ionização é outra propriedade periódica relevante. Ela representa a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro. Elementos com alta energia de ionização tendem a formar íons positivos com mais dificuldade, enquanto elementos com baixa energia de ionização são mais propensos a formar íons positivos.
Portanto, ao conhecer as propriedades periódicas dos elementos presentes na Tabela Periódica, é possível compreender melhor o comportamento e as características de cada elemento químico, auxiliando no estudo da química e na predição de comportamentos em reações químicas.
Entendendo a propriedade de um elemento na química: o que é e como identificar.
Na química, os elementos são caracterizados por suas propriedades periódicas, que são características físicas e químicas que se repetem em intervalos regulares na tabela periódica. Essas propriedades são essenciais para identificar e classificar os elementos de acordo com suas semelhanças e diferenças.
Uma das propriedades periódicas mais importantes é o raio atômico, que representa a distância média entre o núcleo do átomo e a sua camada de elétrons. Quanto maior o número atômico, maior será o raio atômico do elemento. Outra propriedade é a eletronegatividade, que indica a capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação química. Elementos com alta eletronegatividade tendem a formar íons negativos, enquanto elementos com baixa eletronegatividade tendem a formar íons positivos.
Para identificar as propriedades de um elemento, é necessário consultar a tabela periódica, que organiza os elementos de acordo com seus números atômicos e configurações eletrônicas. Cada elemento é representado por um símbolo químico único, como H para hidrogênio, O para oxigênio e Na para sódio. Além disso, as propriedades periódicas dos elementos podem ser observadas em tendências como a eletronegatividade, afinidade eletrônica e energia de ionização.
Em resumo, as propriedades periódicas dos elementos são características fundamentais para a compreensão da química e da classificação dos elementos na tabela periódica. Ao entender e identificar essas propriedades, é possível prever o comportamento dos elementos em reações químicas e explorar suas diversas aplicações na indústria, na medicina e em outros campos da ciência.
Conheça os 7 períodos da Tabela Periódica e suas características únicas.
Os elementos químicos são organizados na Tabela Periódica de acordo com suas propriedades periódicas, que se repetem em intervalos regulares. Existem 7 períodos na Tabela Periódica, cada um com suas características únicas.
O primeiro período da Tabela Periódica é o mais curto e é composto por dois elementos: hidrogênio e hélio. Esses elementos têm propriedades únicas, como o hidrogênio, que é o elemento mais abundante no universo. Já o hélio é um gás nobre conhecido por sua baixa reatividade.
O segundo período é composto por 8 elementos, começando com o lítio e terminando com o neônio. Esses elementos apresentam um aumento gradativo na eletronegatividade e no raio atômico, o que influencia suas propriedades químicas.
O terceiro período é composto por 8 elementos, começando com o sódio e terminando com o argônio. Neste período, os elementos apresentam uma transição de metais para não-metais, o que influencia suas propriedades de condutividade elétrica e térmica.
O quarto período é composto por 18 elementos, começando com o potássio e terminando com o criptônio. Neste período, os elementos apresentam uma transição de metais alcalinos para gases nobres, o que influencia suas propriedades de reatividade e estabilidade.
O quinto período é composto por 18 elementos, começando com o rubídio e terminando com o xenônio. Neste período, os elementos apresentam uma transição de metais alcalinos terrosos para halogênios, o que influencia suas propriedades de reatividade e capacidade de formar compostos.
O sexto período é composto por 32 elementos, começando com o césio e terminando com o radônio. Neste período, os elementos apresentam uma transição de metais de transição para actinídeos, o que influencia suas propriedades magnéticas e radioativas.
O sétimo período é composto por 32 elementos, começando com o frâncio e terminando com o oganesson. Neste período, os elementos apresentam uma transição de metais de transição para actinídeos, o que influencia suas propriedades magnéticas e radioativas.
Em resumo, os 7 períodos da Tabela Periódica apresentam uma variedade de elementos com propriedades únicas, que são determinadas pela sua posição na Tabela. É importante entender essas características para compreender o comportamento dos elementos e suas interações químicas.
Propriedades periódicas dos elementos e suas características
As propriedades periódicas dos elementos são aquelas que definem seu comportamento físico e químico a partir de uma perspectiva atômica e cujas magnitudes, além do número atômico, permitem a classificação de átomos.
De todas as propriedades, estas são caracterizadas, como o nome indica, por serem periódicas; isto é, se a tabela periódica for estudada, pode-se certificar que suas magnitudes obedecem a uma tendência que coincide e se repete com a ordem dos elementos em pontos (linhas) e grupos (colunas).
Por exemplo, se um período for coberto e uma propriedade periódica diminuir em magnitude com cada elemento, o mesmo ocorrerá em todos os períodos. Por outro lado, se descer um grupo ou coluna aumenta sua magnitude, o mesmo pode ser esperado para os outros grupos.
E assim, suas variações são repetidas e mostram uma tendência simples que concorda com a ordem dos elementos por seus números atômicos. Essas propriedades são diretamente responsáveis pela natureza metálica ou não metálica dos elementos, bem como por suas reatividades, o que ajudou a classificá-los em maior profundidade.
Se por um momento a identidade dos elementos for desconhecida e eles forem vistos como “esferas” estranhas, a tabela periódica poderá ser reconstruída (com muito trabalho) utilizando essas propriedades.
Dessa forma, as supostas esferas adquirem cores que permitem diferenciar-se umas das outras em grupos (imagem superior). Conhecendo suas características eletrônicas, eles poderiam ser organizados em períodos, e os grupos trairiam aqueles que têm o mesmo número de elétrons de valência.
Aprender e raciocinar propriedades periódicas é o mesmo que saber por que os elementos reagem de uma maneira ou de outra; É saber por que os elementos metálicos estão em determinadas regiões da tabela e os elementos não metálicos em outras.
Quais são as propriedades periódicas e suas características
Raio atômico
Ao observar as esferas da imagem, a primeira coisa que se nota é que nem todas elas têm o mesmo tamanho. Alguns são mais volumosos que outros. Se você olhar mais de perto, descobrirá que esses tamanhos variam de acordo com um padrão: em um período diminui da esquerda para a direita e em um grupo aumenta de cima para baixo.
O exposto acima também pode ser dito desta maneira: o raio atômico diminui em direção aos grupos ou colunas certos e aumenta nos períodos ou linhas mais baixos. Assim, o raio atômico é a primeira propriedade periódica, pois suas variações seguem um padrão dentro dos elementos.
Carga nuclear vs elétrons
Por que esse padrão? Em um período, os elétrons do átomo ocupam o mesmo nível de energia, o qual está relacionado à distância que os separa do núcleo. Quando passamos de um grupo para outro (que é o mesmo que viajar o período para a direita), o núcleo adiciona elétrons e prótons no mesmo nível de energia.
Portanto, os elétrons não podem ocupar distâncias mais distantes do núcleo, o que aumenta sua carga positiva porque possui mais prótons. Consequentemente, os elétrons experimentam uma força maior de atração pelo núcleo, atraindo-os cada vez mais à medida que o número de prótons aumenta.
É por isso que os elementos na extremidade direita da tabela periódica (colunas amarela e turquesa) têm os menores raios atômicos.
Por outro lado, quando “salta” de um período para outro (que é o mesmo que dizer que desce através de um grupo), os novos níveis de energia permitidos permitem que os elétrons ocupem espaços mais distantes no núcleo. Mais distante, o núcleo (com mais prótons) os atrai com menos força; e raios atômicos, portanto, aumentam.
Raios iônicos
Os raios iônicos obedecem a um padrão semelhante ao dos raios atômicos; No entanto, estes não dependem tanto do núcleo, mas de quantos outros elétrons ou menos o átomo possui em relação ao seu estado neutro.
Os cátions (Na + , Ca 2+ , Al 3+ , Be 2+ , Fe 3+ ) exibem uma carga positiva porque perderam um ou mais elétrons e, portanto, o núcleo os atrai com maior força, pois há menos repulsões entre eles. O resultado: os cátions são menores que os átomos dos quais eles derivam.
E para os ânions (O 2- , F – , S 2- , I – ), pelo contrário, exibem carga negativa porque possuem um ou mais elétrons em excesso, aumentando suas repulsões entre si acima da atração do núcleo. O resultado: os ânions são maiores que os átomos dos quais eles derivam (imagem inferior).
Aprecia-se que o ânion 2 é o mais volumoso de todos, e o cátion 2+ é o menor. Os raios aumentam quando o átomo é carregado negativamente e se contraem quando são carregados positivamente.
-Eletronegatividade
Quando os elementos têm pequenos raios atômicos, não apenas seus elétrons são atraídos com muita força, mas também os elétrons dos átomos vizinhos, quando formam uma ligação química . Essa tendência para atrair elétrons de outros átomos dentro de um composto é o que é conhecido como eletronegatividade.
O fato de um átomo ser pequeno não significa que será mais eletronegativo. Nesse caso, os elementos hélio e hidrogênio seriam os átomos mais eletronegativos. O hélio, até onde a ciência demonstrou, não forma vínculos covalentes de nenhum tipo; e hidrogênio, mal possui um único próton no núcleo.
Quando os raios atômicos são grandes, os núcleos não têm força suficiente para atrair os elétrons de outros átomos; portanto, os elementos mais eletronegativos são aqueles com pequeno raio atômico e maior número de prótons.
Novamente, aqueles que atendem perfeitamente a essas características são os elementos não metálicos do bloco p da tabela periódica; esses são aqueles pertencentes ao grupo 16 ou oxigênio (O, S, Se, Te, Po) e grupo 17 ou flúor (F, Cl, Br, I, At).
Tendência
De acordo com tudo o que foi dito, os elementos mais eletronegativos estão especialmente localizados no canto superior direito da tabela periódica; tendo o flúor como elemento que encabeça a lista dos mais eletronegativos.
Porque Sem recorrer a escalas de eletronegatividade (Pauling, Mulliken, etc.), o flúor é maior que o néon (o gás nobre de sua época), o primeiro pode formar ligações enquanto o segundo não. Além disso, por seu tamanho pequeno, seu núcleo possui muitos prótons e, onde está o flúor, haverá um momento dipolar.
-Caráter de metal
Se um elemento possui um raio atômico em comparação com os do mesmo período e também não é muito eletronegativo, é um metal e possui um alto caráter metálico.
Se voltarmos à imagem principal, as esferas avermelhadas e esverdeadas, como as cinzas, correspondem a elementos metálicos. Os metais têm características únicas e a partir daqui as propriedades periódicas começam a se entrelaçar com as propriedades físicas e macroscópicas da matéria.
Elementos com alto caráter metálico são caracterizados por seus átomos relativamente grandes, fáceis de perder elétrons, uma vez que os núcleos mal conseguem atraí-los para eles.
Como resultado, os elétrons oxidam ou perdem facilmente para formar cátions, M + ; Isso não significa que todos os cátions são metálicos.
Tendência
Neste ponto, você pode prever como o caractere metálico varia na tabela periódica. Se for sabido que os metais possuem grandes raios metálicos e também são poucos eletronegativos, os elementos mais pesados (períodos mais baixos) devem ser os mais metálicos; e os elementos mais leves (os períodos superiores), os menos metálicos.
Além disso, o caráter metálico diminui quanto mais eletronegativo o elemento se torna. Isso significa que, cruzando os períodos e grupos à direita da tabela periódica, nos períodos superiores, eles encontrarão os elementos menos metálicos.
Portanto, o caractere metálico aumenta descendo por um grupo e diminui da esquerda para a direita no mesmo período. Entre os elementos metálicos, temos: Na (sódio), Li (lítio), Mg (magnésio), Ba (bário), Ag (prata), Au (ouro), Po (polônio), Pb (chumbo), Cd (cádmio) , Al (alumínio) etc.
Energia de ionização
Se um átomo tem um grande raio atômico, espera-se que seu núcleo não mantenha elétrons presos com força considerável nas camadas mais externas. Consequentemente, removê-los do átomo da fase gasosa (individualizado) não exigirá muita energia; isto é, a energia de ionização, EI, necessária para remover um elétron.
EI também significa dizer que é a energia que deve ser fornecida para superar a força de atração do núcleo de um átomo ou íon gasoso em seu elétron mais externo. Quanto menor o átomo e mais eletronegativo, menor o seu IE; Esta é a sua tendência.
A equação a seguir ilustra um exemplo:
Na (g) => Na + (g) + e –
O EI necessário para conseguir isso não é tão grande comparado à segunda ionização:
Na + (g) => Na 2+ (g) + e –
Como no Na + predominam as cargas positivas e o íon é menor que o átomo neutro. Conseqüentemente, o núcleo do Na + atrai elétrons com força muito maior, por isso requer um EI muito maior.
Afinidade eletrônica
E, finalmente, há a propriedade periódica da afinidade eletrônica . Essa é a tendência de energia do átomo de um elemento na fase gasosa a aceitar um elétron. Se o átomo é pequeno e possui um núcleo com uma grande força de atração, será fácil aceitar o elétron, formando um ânion estável.
Quanto mais estável o ânion estiver em relação ao seu átomo neutro, maior será a sua afinidade eletrônica. No entanto, repulsões entre os mesmos elétrons também entram em jogo.
O nitrogênio, por exemplo, tem maior afinidade eletrônica que o oxigênio. Isso ocorre porque seus três elétrons 2p estão ausentes e se repelem menos entre si e com o elétron recebido; enquanto no oxigênio, há um par de elétrons emparelhados que exercem maior repulsão eletrônica; e no flúor, existem dois pares.
É por esse motivo que a tendência nas afinidades eletrônicas é normalizada a partir do terceiro período da tabela periódica.
Referências
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica (Quarta edição). Mc Graw Hill
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
- Ortega Graciela M. (1 de abril de 2014). Propriedades periódicas dos elementos. Cor abc. Recuperado de: abc.com.py
- Química LibreTexts. (7 de junho de 2017). Propriedades periódicas dos elementos. Recuperado de: chem.libretexts.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (02 de janeiro de 2019). As propriedades periódicas dos elementos. Recuperado de: thoughtco.com
- Toppr. (sf). Propriedades periódicas dos elementos. Recuperado de: toppr.com /
- Propriedades periódicas dos elementos: Uma jornada através da mesa é uma jornada pela química. [PDF]. Recuperado de: cod.edu