Propriedades periódicas

Comparar exige identificar a espécie

Propriedades periódicas apresentam padrões relacionados à organização eletrônica dos elementos. As tendências ajudam a comparar raios, facilidade de retirar elétrons e atração dos elétrons de uma ligação. Para utilizá-las, primeiro identifique se o problema compara átomos neutros, íons ou átomos ligados. Uma seta na tabela não resolve situações que envolvem espécies diferentes sem uma análise adicional.

Os padrões dependem da carga nuclear, das camadas ocupadas e da blindagem eletrônica. Elétrons internos reduzem parte da atração do núcleo percebida pelos externos. A combinação desses fatores é mais informativa que dizer apenas que um elemento está mais perto de determinado canto da tabela.

Raio atômico: camadas e atração

O átomo não possui uma superfície rígida que determine um único raio. Raios covalentes, metálicos e de van der Waals são definidos a partir de diferentes situações experimentais. Ao comparar valores, use a mesma definição. Nos exercícios introdutórios, o contexto geralmente permite trabalhar com uma tendência comum de tamanho.

Descendo um grupo, o aumento do número de camadas ocupadas geralmente aumenta o raio. Ao longo de um período, da esquerda para a direita, a atração nuclear efetiva tende a crescer e o raio tende a diminuir. Os elétrons acrescentados não blindam integralmente o aumento da carga nuclear. Essa explicação evita o erro de concluir que adicionar elétrons sempre aumenta o átomo.

O esquema de tendências resume esses sentidos: o crescimento do raio aponta para baixo e para a esquerda. A eletronegatividade, discutida adiante, segue em geral os sentidos opostos. Use o desenho como lembrete da explicação sobre camadas e atração nuclear, não como substituto dela.

Energia de ionização

A primeira energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo isolado no estado gasoso, em seu estado fundamental. A transformação é representada por $X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-$. É um processo que requer fornecimento de energia.

Em termos gerais, a energia de ionização cresce ao longo de um período e diminui ao descer um grupo. Um elétron externo distante e mais blindado costuma ser menos fortemente ligado. Entretanto, há exceções locais: o preenchimento de subníveis e o emparelhamento eletrônico fazem a tendência não ser estritamente crescente entre todos os vizinhos. Por exemplo, a primeira energia de ionização do boro é menor que a do berílio; a do oxigênio é menor que a do nitrogênio.

Retirar sucessivos elétrons de uma mesma espécie exige energias diferentes. Um grande salto entre duas ionizações pode indicar que os elétrons de valência já foram retirados e que o próximo está em uma camada interna. Não se deve confundir a primeira ionização de diferentes elementos com a sequência de ionizações de um único elemento.

Eletronegatividade e afinidade eletrônica

Eletronegatividade descreve a tendência de um átomo atrair os elétrons compartilhados em uma ligação. Na escala de Pauling, o flúor ocupa o extremo de maior eletronegatividade entre os elementos habitualmente comparados. A tendência geral cresce para a direita e para cima, mas depende da escala e do contexto químico.

Afinidade eletrônica trata da variação energética associada à captura de um elétron por uma espécie gasosa. Não é sinônimo de eletronegatividade nem o simples inverso da energia de ionização. Algumas tabelas apresentam energia liberada com sinal positivo; outras registram a variação de energia do sistema, negativa quando há liberação. Leia a convenção antes de comparar números. Essa propriedade também tem exceções importantes: não é seguro aplicar uma seta universal sem conhecer os elementos envolvidos.

Íons: comparar com o próprio átomo

Em comparações usuais, o cátion é menor que seu átomo neutro, enquanto o ânion é maior. Perder elétrons pode eliminar uma camada externa inteira e reduz repulsões eletrônicas. Ganhar elétrons aumenta a repulsão na eletrosfera, sem aumentar o número de prótons.

Essas regras não significam que qualquer cátion seja menor que qualquer ânion. Comparar espécies de elementos diferentes requer observar as camadas e a carga nuclear. Uma situação especialmente útil é a série isoeletrônica, em que todas as espécies possuem o mesmo número de elétrons: nesse caso, mais prótons geralmente correspondem a menor raio.

Exemplo resolvido: uma série isoeletrônica

Compare P³⁻, Cl⁻, K⁺ e Ca²⁺. Seus números atômicos são, respectivamente, 15, 17, 19 e 20. A contagem de elétrons fornece 18 para todas: $15+3=17+1=19-1=20-2=18$.

Como a eletrosfera tem a mesma contagem, o núcleo de maior carga a atrai mais fortemente. Assim, a ordem decrescente de raio é P³⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺. O potássio estar em período posterior ao cloro na tabela não determina o resultado, pois estamos comparando íons, e o K⁺ já perdeu o elétron da quarta camada.

Para uma comparação entre átomos neutros do mesmo grupo, como flúor e iodo, o raciocínio muda: o iodo possui mais camadas ocupadas, apresentando maior raio. O flúor tende a atrair mais fortemente elétrons compartilhados, apresentando maior eletronegatividade.

Erros comuns

A distribuição eletrônica permite explicar as exceções e as camadas. A tabela periódica fornece o mapa necessário para começar as comparações.