Propriedades dos átomos e regularidades periódicas

Variação dos raios atômicos

Dentro da Tabela Periódica, o tamanho dos átomos varia de forma Cíclica. Ao longo de um período da esquerda para a direita, a carga nuclear aumenta e os elétrons são atraídos com mais força para o centro. Por isso, os raios atômicos diminuem. No entanto, à medida que o nível de energia é preenchido, os elétrons começam a repelir-se mutuamente com mais intensidade, de modo que a contração diminui o ritmo próximo ao final do período.

Na transição de um gás nobre para o metal alcalino do período seguinte, o raio aumenta bruscamente devido ao surgimento de uma nova camada eletrônica. Nos subgrupos principais, ao descer na tabela, os raios também aumentam, pois o número de níveis de energia cresce continuamente. O gráfico do raio em função da carga nuclear tem formato de serra: os metais alcalinos (lítio, sódio, potássio) estão nos máximos, e os gases nobres, nos mínimos.

Energia de ionização e afinidade eletrônica

A capacidade de um átomo interagir com elétrons é descrita por dois parâmetros-chave, que variam em direções opostas à variação do raio:

1. Energia de ionização — o gasto de energia para arrancar um elétron e transformar o átomo em cátion. Ela aumenta nos períodos da esquerda para a direita e diminui nos grupos de cima para baixo.
2. Afinidade eletrônica — a energia liberada quando um elétron externo é capturado com a formação de um ânion. A tendência é semelhante, mas há exceções: os metais alcalino-terrosos e os gases nobres não têm afinidade eletrônica.

Mesmo nos metais alcalinos ativos, é muito mais difícil arrancar um elétron do que fixá-lo. Para formar o cátion de sódio, é necessária a absorção de 495,8 kJ/mol, enquanto na formação do ânion são liberados apenas 52,9 kJ/mol. É por isso que os íons de sódio carregados negativamente são extremamente instáveis e não ocorrem em substâncias complexas.

Eletronegatividade e polaridade da ligação

Eletronegatividade indica a capacidade de um átomo atrair os pares de elétrons das ligações químicas. O valor absoluto é calculado como a semissoma da energia de ionização e da afinidade eletrônica. Na prática, usam-se valores relativos calculados em relação ao lítio.

Vejamos os valores para o segundo período: do lítio (1,0), o indicador sobe suavemente através do berílio (1,6), boro (2,0), carbono (2,5), nitrogênio (3,0) e oxigênio (3,5) até o flúor (4,0). No terceiro período, a tendência se mantém: do sódio (0,9) ao cloro (3,0).

A diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados determina o grau de polaridade (fração iônica) da ligação. O átomo com maior eletronegatividade recebe uma carga parcial negativa, e o de menor eletronegatividade, uma positiva. Por exemplo, com uma diferença de 1,0, a carga dos polos atinge 0,22, o que corresponde a 22% de caráter iônico. Se o par de elétrons migra completamente para um dos parceiros, as cargas dos polos são iguais a um, e a ligação é considerada iônica. Deve-se lembrar que a eletronegatividade não é uma constante estrita, e as estimativas baseadas nela têm caráter orientativo.

Resumo: perguntas e respostas sobre o tema

Questões de aulas e exames

O que mais estudar sobre o tema

• A dependência em dente de serra do raio atômico em relação à carga nuclear e seus pontos de extremo.
• A proporção entre a energia de ionização e a afinidade eletrônica usando o átomo de sódio como exemplo.
• A influência da repulsão eletrônica na desaceleração da contração do raio no final do período.
• O cálculo da carga teórica do dipolo da molécula de cloreto de hidrogênio usando a tabela de eletronegatividade.
• As causas da ausência de afinidade eletrônica nos elementos do grupo IIA.

Outros tópicos da seção "Capítulo 5. Estrutura da matéria"

Material preparado por professores da WhiteCoat Pro de acordo com o currículo de medicina. Possui caráter educacional.