As propriedades periódicas dos elementos

A tabela periódica organiza os elementos por propriedades periódicas, tendências recorrentes nas características físicas e químicas. Essas tendências podem ser previstas apenas examinando o tabela periódica e pode ser explicado e entendido analisando as configurações eletrônicas dos elementos. Os elementos tendem a ganhar ou perder elétrons de valência para obter uma formação estável de octetos. Octetos estáveis ​​são vistos nos gases inertes, ou gases nobres, do Grupo VIII da tabela periódica. Além desta atividade, existem outras duas tendências importantes. Primeiro, os elétrons são adicionados um de cada vez, movendo-se da esquerda para a direita ao longo de um período. Quando isso acontece, os elétrons da camada mais externa experimentam uma atração nuclear cada vez mais forte, de modo que os elétrons ficam mais próximos do núcleo e mais fortemente ligados a ele. Segundo, movendo-se para baixo de uma coluna na tabela periódica, os elétrons mais externos ficam menos fortemente ligados ao núcleo. Isso acontece porque o número de níveis de energia principal preenchidos (que protegem os elétrons mais externos da atração pelo núcleo) aumenta para baixo dentro de cada grupo. Essas tendências explicam a periodicidade observada nas propriedades elementares do raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica e

O raio atômico de um elemento é metade da distância entre os centros de dois átomos desse elemento que estão apenas se tocando. Geralmente, o raio atômico diminui ao longo de um período da esquerda para a direita e aumenta um determinado grupo. Os átomos com os maiores raios atômicos estão localizados no Grupo I e na parte inferior dos grupos.

Movendo-se da esquerda para a direita durante um período, os elétrons são adicionados um de cada vez à camada externa de energia. Os elétrons dentro de uma concha não podem se proteger da atração por prótons. Como o número de prótons também está aumentando, a carga nuclear efetiva aumenta ao longo de um período. Isso faz com que o raio atômico diminua.

Descer um grupo no tabela periódica, o número de elétrons e invólucros preenchidos aumenta, mas o número de elétrons de valência permanece o mesmo. Os elétrons mais externos de um grupo são expostos à mesma carga nuclear efetiva, mas os elétrons são encontrados mais distantes do núcleo à medida que o número de invólucros de energia cheios aumenta. Portanto, os raios atômicos aumentam.

A energia de ionização, ou potencial de ionização, é a energia necessária para remover completamente um elétron de um átomo ou íon gasoso. Quanto mais próximo e mais estreitamente ligado um elétron estiver do núcleo, mais difícil será remover e maior será sua energia de ionização. A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron do átomo pai. O segundo energia de ionização é a energia necessária para remover um segundo elétron de valência do íon univalente para formar o íon divalente e assim por diante. As energias sucessivas de ionização aumentam. A segunda energia de ionização é sempre maior que a primeira energia de ionização. As energias de ionização aumentam o movimento da esquerda para a direita ao longo de um período (raio atômico decrescente). A energia de ionização diminui a movimentação para baixo de um grupo (aumentando o raio atômico). Os elementos do grupo I têm baixa energia de ionização porque a perda de um elétron forma um octeto estável.

Afinidade eletrônica reflete a capacidade de um átomo de aceitar um elétron. É a mudança de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso. Átomos com carga nuclear efetiva mais forte têm maior afinidade eletrônica. Algumas generalizações podem ser feitas sobre as afinidades elétricas de certos grupos na tabela periódica. Os elementos do Grupo IIA, as terras alcalinas, têm baixos valores de afinidade eletrônica. Esses elementos são relativamente estáveis ​​porque preencheram s subcascas. Os elementos do grupo VIIA, os halogênios, têm altas afinidades eletrônicas porque a adição de um elétron a um átomo resulta em uma concha completamente preenchida. Os elementos do grupo VIII, gases nobres, têm afinidades elétricas próximas a zero, pois cada átomo possui um octeto estável e não aceita prontamente um elétron. Elementos de outros grupos têm baixa afinidade eletrônica.

Em um período, o halogênio terá a maior afinidade eletrônica, enquanto o gás nobre terá a menor afinidade eletrônica. A afinidade eletrônica diminui a movimentação de um grupo porque um novo elétron estaria mais distante do núcleo de um átomo grande.

Eletronegatividade é uma medida da atração de um átomo para os elétrons em uma ligação química. Quanto maior a eletronegatividade de um átomo, maior sua atração pela ligação de elétrons. A eletronegatividade está relacionada à energia de ionização. Elétrons com baixas energias de ionização têm baixas eletronegatividades porque seus núcleos não exercem uma forte força de atração sobre os elétrons. Elementos com altas energias de ionização apresentam altas eletronegatividades devido à forte atração exercida sobre os elétrons pelo núcleo. Em um grupo, a eletronegatividade diminui à medida que o número atômico aumenta, como resultado do aumento da distância entre o elétron da valência e o núcleo (maior raio atômico). Um exemplo de um elemento eletropositivo (isto é, baixa eletronegatividade) é césio; um exemplo de uma altamente elemento eletronegativo é flúor.

Movendo para a Esquerda → Direita

• O raio atômico diminui
• Aumento da energia de ionização
• A afinidade eletrônica aumenta geralmente (exceto Afinidade de elétrons com gás nobre perto de zero)
• Aumento da eletronegatividade

Mover Topo → Inferior

• Aumento do raio atômico
• A energia de ionização diminui
• Afinidade eletrônica diminui geralmente a descida de um grupo
• Diminuição da eletronegatividade