Módulo 1- Aula 12 - Propriedades periódicas

Algumas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente com o aumento de seus números atômicos. Essa periodicidade decorre da repetição de estruturas eletrônicas dos elementos de período em período. Tais propriedades são chamadas de propriedades periódicas e atingem valores máximos e mínimos em cada um dos períodos e famílias da tabela periódica.
Entretanto, determinadas propriedades só aumentam ou diminuem seus valores com o número atômico. São as chamadas propriedades aperiódicas. As mais importantes são: calor específico, massa atômica e número de nêutrons. Para distinguirmos os dois tipos – periódicas e aperiódicas –  basta construirmos um gráfico de propriedade  versus número atômico. A propriedade aperiódica corresponde sempre a uma curva ascendente ou descendente; já a periódica possui uma série de pontos de máximo (picos) e pontos de mínimo (vales), que se alternam com o aumento do número atômico.

CARGA NUCLEAR EFETIVA

Em um átomo multieletrônico, cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido por outros elétrons. Em geral, existem tantas repulsões elétron-elétron que não podemos analisar exatamente a situação. Entretanto, podemos estimar a energia de cada elétron, considerando o modo como ele interage com o ambiente médio gerado pelo núcleo e pelos outros elétrons do átomo. Essa abordagem nos permite tratar cada elétron individualmente como se ele estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade eletrônica dos elétrons vizinhos. Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada no núcleo, chamada carga nuclear efetiva (Z_ef). A carga nuclear efetiva, agindo em um elétron, é igual ao número de prótons no núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o elétron em questão.

Z_{ef  = Z - S}

Como S representa uma média, não é necessário que seja um número inteiro. Muitas das propriedades dos átomos são determinadas pela carga nuclear efetiva sofrida por seus elétrons mais externos ou de valência. Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos elétrons mais internos blinda ou protege os elétrons da carga total do núcleo.

TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
Para os gases nobres, que são os únicos elementos encontrados na natureza na forma monoatômica, o raio atômico nada mais é do que a distância do centro do núcleo até a camada de valência (último nível de energia). O raio dos gases nobres é um caso de raio de Van der Waals.

Porém, se o cristal for iônico, mediremos o raio iônico. Tomemos, como exemplo, uma parte de um cristal de cloreto de sódio sólido, em que há uma repetição alternada de cátions e de ânions tridimensionalmente.
Chamemos de  b a distância entre os núcleos dos íons maiores e de a a distância entre os núcleos do cátion e do ânion. Nesse exemplo, b/2 é o raio do ânion. O raio do cátion é dado por a – b/2.

No caso de moléculas simples, há uma interpenetração das nuvens eletrônicas (over lap) que resulta em uma diminuição do raio atômico em relação ao átomo isolado.

Na molécula de nitrogênio N₂, d = 1,4 A, logo: r_N = 0,7 A.

Quando duas moléculas (apolares) ou átomos estão unidos por força de Van der Waals, podemos medir o raio de Van der Waals. Veja:

Existe uma relação entre os raios de átomos neutros e os de íons.

Raio atômico

Os valores dos raios atômicos nos permitem observar duas tendências:

1.  Em cada coluna, o raio atômico tende a crescer à medida que descemos. Essa tendência resulta, basicamente, do aumento do número quântico principal dos elétrons mais externos, associado ao aumento dos números de níveis eletrônicos ocupados.

2.  Em cada período, o raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita. O principal fator é o aumento da carga nuclear efetiva (Z_ef) à medida que a movemos ao longo do período.

Na tabela periódica, o crescimento dos raios atômicos é indicado por:

Cátions

Quando um átomo neutro se transforma em um cátion, ele perde pelo menos um elétron e o seu núcleo atrai mais fortemente a eletrosfera, diminuindo o raio.

r_cátion < r_{átomo neutro}

Ânions

Quando um átomo neutro incorpora elétrons em seu nível de valência, transforma-se em um ânion. Assim, tanto o número de elétrons, quanto as repulsões eletrostáticas entre os mesmos aumentam.

Para que essas repulsões atinjam os valores admissíveis, o ânion aumenta a distância entre os elétrons, aumentando, dessa forma, o raio.

r_ânion > r_{átomo neutro}

Espécies isoeletrônicas 

Íons e átomos isoeletrônicos possuem o mesmo número de níveis preenchidos e de elétrons. O íon que possuir o maior número atômico (Z) possuirá maior número de prótons em seu núcleo, o que atrairá os elétrons com maior força, diminuindo o raio.

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron do nível mais externo de um átomo neutro e isolado, no estado gasoso.

Para um átomo de sódio, a equação do processo é:

Na_(g) + energia  → Na⁺_(g)  + e^-

Definimos o 1º potencial de ionização como a energia necessária para retirar o 1º elétron de um átomo neutro isolado, no estado gasoso. Para a retirada do 2º elétron do nível mais externo do mesmo átomo, teremos o 2º potencial de ionização, e assim sucessivamente. Tomemos, como exemplo, o carbono.

Para removermos do 1º ao 3º elétron do átomo de carbono, do nível mais externo para o mais interno, há a exigência de uma quantidade de energia crescente. Isso se deve ao fato de os elétrons estarem cada vez mais próximos do núcleo, que usa sua carga positiva “constante” com maior força para atrair os elétrons restantes.

Na tabela periódica, o crescimento dos potenciais de ionização ocorre da esquerda para a direita em um período, e de baixo para cima em uma família.

Observe que, quanto menor e mais eletronegativo for o átomo, maior será o seu potencial de ionização, pois quanto maior for o átomo, maior será a dificuldade que o seu núcleo terá para atrair os elétrons mais externos.

AFINIDADE ELETRÔNICA
É a energia liberada por um átomo neutro, isolado e no estado gasoso quando incorpora um elétron adicional. Seus valores crescem no mesmo sentido do crescimento da eletronegatividade e energia de ionização, apesar de serem desconhecidos os valores de afinidade eletrônica de alguns elementos.

Algumas vezes, para adicionarmos um elétron ao átomo, ocorre uma absorção de energia; nesse caso, teremos valores de A.E. positivos.

ELETRONEGATIVIDADE
É a medida da tendência relativa que os átomos têm de atrair elétrons em uma ligação química. Em geral, usa-se a Escala de Pauling, em que o flúor foi tomado como padrão com o valor 4,0 (mais eletronegativo).
Escala de Pauling para os elementos mais importantes:

Observe que não se define eletronegatividade para os gases nobres, já que estes possuem a camada de valência completa, sendo estáveis, e não necessitando receber elétrons, apesar de reagirem sob condições especiais.

ELETROPOSITIVIDADE
É a medida da tendência de um átomo em perder elétrons numa ligação química. Funciona como um indicativo do caráter metálico de um elemento, por ser o contrário da eletronegatividade.

DENSIDADE OU MASSA ESPECÍFICA

A densidade indica a massa contida em uma unidade de volume, matematicamente definida como:

d = m

       v

Nos períodos, a densidade aumenta das extremidades para o centro, variação inversa à do volume atômico; nas famílias, cresce com o número atômico, pois, embora haja aumento tanto da massa quanto do volume atômico, a variação da massa prepondera sobre a do volume.

VOLUME ATÔMICO

É o volume ocupado por um mol de átomos do elemento no estado sólido.

É calculado dividindo-se a massa molar de um elemento pela sua densidade. 

Observamos que os maiores valores de volume atômico são encontrados nos elementos situados nos extremos da tabela, enquanto os elementos mais centrais apresentam os menores valores. Nas famílias, o volume atômico aumenta de cima para baixo.

TEMPERATURA DE FUSÃO E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO
Temperatura de fusão é a temperatura na qual um material passa do estado sólido para o estado líquido, enquanto a temperatura de ebulição é a temperatura na qual um líquido passa para o estado gasoso.
Geralmente, trabalhamos à pressão normal, 1 atmosfera.