Propriedades periódicas e a sua variação na Tabela Periódica

​​Explicação

Na Tabela Periódica existem algumas propriedades que variam praticamente de forma linear ao longo de um grupo ou de um período.

​​Raio atómico

O raio átomico corresponde à distância média entre o núcleo e os eletrões de valência do átomo.

Variação do raio atómico ao longo do grupo

Todos os elementos pertencentes a um mesmo grupo apresentam o mesmo número de eletrões de valência. No entanto, estes vão-se apresentando em níveis de energia crescentes, o que significa que ao longo do grupo os átomos vão apresentando cada vez maior número de níveis de energia preenchidos.

Como podes perceber pela imagem, quanto mais "camadas" tem o átomo, maior a distância entre o núcleo e a última camada, que corresponde ao nível de valência.

Isto significa que, ao longo do grupo, a intensidade da força de atração eletrão/núcleo diminui, aumentando, consequentemente, o raio atómico.

Variação do raio atómico ao longo do período

Os elementos pertencentes a um mesmo período apresentam todos os seus eletrões distribuídos pelo mesmo número de níveis de energia. No entanto, o seu número atómico vai aumentando - há cada vez maior número de protões no núcleo.

O núcleo atómico funciona como um íman para os eletrões ao seu redor. Naturalmente, vai ser provocada maior atração na imagem da direita, onde tens um íman maior.

Por esta razão, ao longo do período, a intensidade da força de atração eletrão/núcleo aumenta, levando a uma diminuição do raio atómico.

Exemplo

Coloca por ordem crescente o raio atómico dos elementos $$F, Cl$$ e $$Ne$$.

Começa por localizar cada elemento na tabela periódica:

$$_9F:1s^22s^22p^5 \rightarrow$$ $$2º$$ período, bloco $$p$$​ e grupo $$17$$

​$$_{10}Ne:1s^22s^22p^6 \rightarrow$$ $$2º$$ período, bloco $$p$$ e grupo $$16$$​

$$_{17}Cl:1s^22s^22p^63s^23p^5 \rightarrow$$ $$3º$$ período, bloco $$p$$​ e grupo $$17$$

Não é possível comparar o raio atómico de elementos que não pertençam nem ao mesmo grupo nem ao mesmo período.

No entanto, $$F$$ e $$Cl$$ pertencem ao mesmo grupo: O cloro tem os seus eletrões distribuídos por mais um nível de energia, o que significa que, nos seus átomos, a intensidade da força de atração eletrão/núcleo será menor e o seu raio atómico será superior.

$$r_F<r_{Cl}$$

$$Ne$$​ e $$F$$ pertencem ao mesmo período, estando o flúor mais à direita na Tabela Periódica. Assim, terá maior número atómico, que se traduz numa intensidade da força de atração eletrão/núcleo superior. Por isso:

$$r_{Ne}<r_{F}$$

Logo,

$$r_{Ne}<r_{F}<r_{Cl}$$

Energia de ionização

A energia de ionização corresponde à energia mínima que é necessário fornecer a um átomo no estado gasoso e no estado fundamental para lhe remover um eletrão, ou seja, para o ionizar.

Variação da energia de ionização ao longo do grupo

À medida que o raio atómico aumenta, os eletrões vão estando cada vez menos atraídos ao núcleo. Por isso, o eletrão mais energético tem cada vez mais facilidade em abandonar o átomo.

Assim, a energia de ionização diminui ao longo do grupo.

Variação da energia de ionização ao longo do período

​À medida que o raio atómico diminui, os eletrões vão estando cada vez mais atraídos ao núcleo. Isto é o mesmo que dizer que os eletrões vão estando cada vez mais "presos" ao átomo.

Por essa razão, a energia de ionização aumenta ao longo do período.

Exemplo

Ordena os elementos do exemplo anterior de acordo com a sua energia de ionização.

Pela explicação acima é possível deduzir que à medida que o raio atómico aumenta, a energia de ionização diminui, e vice-versa.

Assim, a ordenação correta é:

$$E_i(Cl)<E_i(F)<E_i(Ne)$$

Síntese da variação de propriedades periódicas

Comparação do raio atómico com o raio iónico

Quando um átomo se transforma num ião positivo ou negativo, deixa de fazer sentido falar de raio atómico, passando a chamar ao mesmo de raio iónico.

Catiões

Catiões são átomos que perderam um ou mais eletrões de forma a atingir uma maior estabilidade, ou seja, a ter o seu último nível de energia totalmente preenchido.

Isto significa que um catião terá, nesses casos, menos um nível de energia em preenchimento na sua nuvem eletrónica. Pela razão já explicada, isto vai levar a um menor raio atómico.

Exemplo

Compara o raio atómico do sódio com o raio iónico do seu ião mais provável.

A configuração eletrónica do sódio é $$_{11}Na:1s^22s^22p^63s^1$$

O seu ião mais provável será o $$Na^+:1s^22s^22p^6$$

Como podes observar, o ião $$Na^+$$ apresenta só $$2$$ níveis de energia, por comparação com os $$3$$ existentes nos átomos de $$Na$$. 

Assim, haverá uma maior intensidade da força de atração eletrão/núcleo nos iões $$Na^+$$, o que significa que o raio iónico é inferior ao raio atómico do sódio.

Aniões

Aniões são átomos que ganharam, pelo menos um eletrão, mantendo o seu número atómico. Assim, irá existir o mesmo número de protões no núcleo para atrair, no mínimo, um eletrão a mais nos aniões, por comparação com os seus átomos. 

Isto permite-te concluir que a intensidade da força de atração eletrão/núcleo irá, obrigatoriamente, diminuir, provocando um maior raio iónico, relativamente ao raio atómico.

Exemplo

Compara o raio atómico do flúor com o do seu ião mais provável.

A configuração eletrónica do flúor é $$_9F:1s^22s^22p^5$$

O seu ião mais provável será $$F^-:1s^22s^22p^6$$​​

As duas espécies apresentam o mesmo número de níveis de energia preenchidos, apresentando, o ião, mais um eletrão do que o átomo. Por essa razão, a intensidade da força de atração eletrão/núcleo será superior no átomo, o que significa que o raio atómico é inferior ao raio iónico.