Tendências periódicas - Periodic trends

As tendências periódicas nas propriedades dos elementos

As tendências periódicas são padrões específicos nas propriedades dos elementos químicos que são revelados na tabela periódica dos elementos. As principais tendências periódicas incluem eletronegatividade , energia de ionização , afinidade eletrônica , raios atômicos , raio iônico , caráter metálico e reatividade química .

As tendências periódicas surgem das mudanças na estrutura atômica dos elementos químicos dentro de seus respectivos períodos (linhas horizontais) e grupos na tabela periódica. Essas leis permitem que os elementos químicos sejam organizados na tabela periódica com base em suas estruturas e propriedades atômicas. Devido às tendências periódicas, as propriedades desconhecidas de qualquer elemento podem ser parcialmente conhecidas.

Várias exceções, no entanto, existem, como a da energia de ionização no grupo 3, a tendência de afinidade eletrônica do grupo 17, a tendência de densidade de metais alcalinos, também conhecidos como elementos do grupo 1, e assim por diante.

Tendências periódicas

As tendências periódicas são baseadas na Lei Periódica , que afirma que se os elementos químicos forem listados em ordem crescente de número atômico , muitas de suas propriedades passam por mudanças cíclicas, com elementos de propriedades semelhantes recorrentes em intervalos. Por exemplo, depois de organizar os elementos em seus números atômicos crescentes, muitas das propriedades físicas e químicas do lítio , como sua vigorosa reatividade com a água, reaparecem no sódio , potássio e césio .

Este princípio foi descoberto pelo químico russo Dmitri Mendeleev em 1871 após uma série de investigações por cientistas no século XIX. Mendeleev também propôs um sistema periódico de elementos baseado não apenas em pesos atômicos, mas também nas propriedades químicas e físicas dos elementos e seus compostos. Em 1913, Henry Moseley determinou que a periodicidade depende mais do número atômico do que do peso atômico. Lothar Meyer apresentou sua tabela vários meses depois de Mendeleev, mas se opôs à sua lei periódica. Inicialmente, não havia explicação teórica para a Lei Periódica e ela foi utilizada apenas como princípio empírico, mas, com o desenvolvimento da mecânica quântica, tornou-se possível compreender a base teórica da Lei Periódica.

A recorrência periódica de elementos com propriedades físicas e químicas semelhantes, quando os elementos são listados em ordem crescente de número atômico, resulta diretamente da recorrência periódica de configurações eletrônicas semelhantes nas camadas externas dos respectivos átomos.

A descoberta da Lei Periódica constitui um dos eventos mais importantes da história da ciência química. Quase todo químico faz uso extensivo e contínuo da Lei Periódica. A Lei de Periódicos também levou ao desenvolvimento da tabela periódica , que é amplamente utilizada em uma ampla gama de áreas.

Raio atômico

O raio atômico é a distância do núcleo atômico ao orbital de elétrons estável mais externo em um átomo que está em equilíbrio . O raio atômico tende a diminuir ao longo de um período da esquerda para a direita devido ao encolhimento do átomo devido ao aumento da força nuclear efetiva nos elétrons. O raio atômico geralmente aumenta ao descer um grupo devido à adição de um novo nível de energia (camada que causa redução no tamanho dos átomos ao longo do período). No entanto, os raios atômicos tendem a aumentar diagonalmente, já que o número de elétrons tem um efeito maior do que o núcleo de tamanho considerável. Por exemplo, o lítio (145 picômetros) tem um raio atômico menor do que o magnésio (150 picômetros).

Existem 4 tipos de raio atômico:

  • Raio covalente: metade da distância entre dois átomos de um composto diatômico, unidos individualmente.
  • Raio de Van der Waals: metade da distância entre os núcleos dos átomos de diferentes moléculas em uma rede de moléculas covalentes.
  • Raio metálico: metade da distância entre dois núcleos adjacentes de átomos em uma rede metálica.
  • Raio iônico: metade da distância entre dois núcleos de elementos de um composto iônico.

Energia de ionização

O potencial de ionização é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron de cada átomo em um mol de um átomo isolado, neutro e gasoso. A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o primeiro elétron, e geralmente a enésima energia de ionização é a energia necessária para remover o n- ésimo elétron do átomo , após os ( n −1) elétrons antes dele terem sido removidos. Em termos de tendência, a energia de ionização tende a aumentar enquanto se progride ao longo de um período porque o maior número de prótons (carga nuclear mais alta) atrai os elétrons em órbita com mais força, aumentando assim a energia necessária para remover um dos elétrons. A energia de ionização e os potenciais de ionização são completamente diferentes. O potencial é uma propriedade intensiva e é medido por "volt"; enquanto a energia é uma propriedade extensa expressa por "eV" ou "kJ / mol".

À medida que se avança em um grupo na tabela periódica, a energia de ionização provavelmente diminuirá, uma vez que os elétrons de valência estão mais distantes do núcleo e experimentam uma atração mais fraca pela carga positiva do núcleo. Haverá um aumento da energia de ionização da esquerda para a direita de um determinado período e uma diminuição de cima para baixo. Como regra, requer muito menos energia para remover um elétron da camada externa do que um elétron da camada interna. Como resultado, as energias de ionização para um determinado elemento aumentarão continuamente dentro de uma determinada camada e, ao iniciar na próxima camada, a descida mostrará um salto drástico na energia de ionização. Simplificando, quanto menor o número quântico principal, maior a energia de ionização para os elétrons dentro dessa camada. As exceções são os elementos da família do boro e do oxigênio, que requerem um pouco menos de energia do que a tendência geral.

Afinidade de elétron

A afinidade eletrônica de um átomo pode ser descrita tanto como a energia liberada por um átomo quando um elétron é adicionado a ele, quanto como a energia necessária para separar um elétron de um ânion com carga única . O sinal da afinidade do elétron pode ser bastante confuso, pois os átomos que se tornam mais estáveis ​​com a adição de um elétron (e por isso são considerados como tendo uma maior afinidade com o elétron) mostram uma diminuição na energia potencial; ou seja, a energia ganha pelo átomo parece ser negativa. Nesse caso, a afinidade do átomo com o elétron é positiva. Para átomos que se tornam menos estáveis ​​ao ganhar um elétron, a energia potencial aumenta, o que implica que o átomo ganha energia. Nesse caso, a afinidade do átomo com o elétron é negativa. No entanto, no cenário inverso, onde a afinidade eletrônica é definida como a energia necessária para separar um elétron de um ânion, o valor de energia obtido será da mesma magnitude, mas terá o sinal oposto. Isso ocorre porque os átomos com alta afinidade eletrônica são menos inclinados a ceder um elétron e, portanto, consomem mais energia para remover o elétron do átomo. Nesse caso, o átomo com o valor de energia mais positivo tem uma afinidade eletrônica maior. À medida que se avança da esquerda para a direita ao longo de um período, a afinidade do elétron aumenta.

Embora possa parecer que o flúor deva ter a maior afinidade eletrônica, o tamanho pequeno do flúor gera repulsão suficiente para que o cloro (Cl) tenha a maior afinidade eletrônica.

Eletro-negatividade

Eletronegatividade é uma medida da capacidade de um átomo ou molécula de atrair pares de elétrons no contexto de uma ligação química. O tipo de ligação formada é amplamente determinado pela diferença na eletronegatividade entre os átomos envolvidos, usando a escala de Pauling. Em termos de tendência, conforme nos movemos da esquerda para a direita ao longo de um período na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta devido à atração mais forte que os átomos obtêm à medida que a carga nuclear aumenta. Descendo em grupo, a eletronegatividade diminui devido ao aumento da distância entre o núcleo e a camada de elétrons de valência, diminuindo assim a atração, fazendo com que o átomo tenha menos atração por elétrons ou prótons.

No entanto, no grupo (iii) a eletronegatividade dos elementos aumenta do alumínio para o tálio .

elétrons de valência

Elétrons de valência são os elétrons na camada de elétrons mais externa de um átomo isolado de um elemento . Às vezes, também é considerada a base da Tabela Periódica Moderna . Em um período, o número de elétrons de valência aumenta (principalmente para metais / elementos leves ) à medida que nos movemos da esquerda para a direita. No entanto, em um grupo essa tendência periódica é constante, ou seja, o número de elétrons de valência permanece o mesmo.

Valência

A valência na tabela periódica ao longo de um período primeiro aumenta e depois diminui. Não há nenhuma mudança em um grupo.

No entanto, essa tendência periódica é esparsamente seguida para elementos mais pesados ​​(elementos com número atômico maior que 20), especialmente para as séries de lantanídeos e actinídeos .

Quanto maior o número de elétrons centrais, maior será a proteção dos elétrons da carga central do núcleo. Por esta razão, a energia de ionização é mais baixa para os elementos mais abaixo em um grupo, e a polarizabilidade das espécies é mais alta para os elementos mais baixos em um grupo. A valência não muda ao descer um grupo, uma vez que o comportamento da ligação não é afetado pelos elétrons do núcleo. No entanto, as interações não vinculantes, como as que acabamos de citar, são afetadas pelos elétrons do núcleo.

Propriedades metálicas e não metálicas

As propriedades metálicas aumentam os grupos inferiores à medida que a atração decrescente entre os núcleos e os elétrons mais externos faz com que os elétrons mais externos sejam fracamente ligados e, portanto, capazes de conduzir calor e eletricidade. Ao longo do período, da esquerda para a direita, a atração crescente entre os núcleos e os elétrons mais externos faz com que o caráter metálico diminua.

As propriedades não metálicas aumentam ao longo de um período e diminuem no grupo devido ao mesmo motivo devido a um aumento na força de atração nuclear. Os metais são dúcteis, enquanto os não metais não são.

Veja também

Referências

Leitura adicional