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).

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Periodicidade intrínseca de uma parte dos elementos da tabela periódica. Fonte: Gabriel Bolívar

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).

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Variação dos raios iônicos em relação ao átomo neutro. Fonte: Gabriel Bolívar

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

  1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica (Quarta edição). Mc Graw Hill
  2. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
  3. Ortega Graciela M. (1 de abril de 2014). Propriedades periódicas dos elementos. Cor abc. Recuperado de: abc.com.py
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  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (02 de janeiro de 2019). As propriedades periódicas dos elementos. Recuperado de: thoughtco.com
  6. Toppr. (sf). Propriedades periódicas dos elementos. Recuperado de: toppr.com /
  7. Propriedades periódicas dos elementos: Uma jornada através da mesa é uma jornada pela química. [PDF]. Recuperado de: cod.edu

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