Guias · 07
Propriedades periódicas: raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica
Como variam o raio atômico, a energia de ionização, a eletronegatividade e a afinidade eletrônica, por que a carga nuclear efetiva as comanda e exceções como N/O e F/Cl.
O grande poder da tabela periódica é permitir deduzir as propriedades de um elemento a partir de seus vizinhos. A base dessa dedução é o conjunto das propriedades periódicas. O tamanho do átomo, a energia necessária para remover um elétron e a atração que um átomo exerce sobre os elétrons compartilhados variam em direções coerentes ao longo das linhas e das colunas. Este guia trata das quatro principais tendências, das razões por trás delas e das exceções que quebram o padrão.
A raiz de todas as tendências: carga nuclear efetiva e blindagem
Um elétron externo é atraído pelo núcleo positivo, mas os elétrons internos entre eles cancelam parte dessa atração. A carga positiva que o elétron externo realmente sente é, portanto, menor que a carga nuclear total. Essa é a carga nuclear efetiva, Z_ef, que pode ser aproximada por:
Z_ef ≈ Z − S
Aqui Z é o número atômico e S é uma constante de blindagem. Elétrons da mesma camada se blindam mal uns aos outros, enquanto elétrons de camadas internas blindam com eficiência os elétrons externos.
Pelas regras de Slater, um conjunto simples de estimativas, o elétron 2s do lítio sente uma Z_ef de cerca de 1,3, enquanto um elétron 2p do flúor, no mesmo período, sente cerca de 5,2. Avançar para a direita num período acrescenta um próton de cada vez, mas o elétron adicionado entra na mesma camada e acrescenta pouca blindagem. Assim, a carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período. Descendo um grupo, uma nova camada é acrescentada a cada vez, e os elétrons externos ficam mais longe do núcleo.
Esses dois fatos — atração mais forte à direita e elétrons externos mais distantes embaixo — explicam quase todas as tendências a seguir.
1. Raio atômico
- Ao longo de um período (da esquerda para a direita): diminui, porque a Z_ef crescente puxa a nuvem eletrônica para dentro.
- Descendo um grupo: aumenta, porque camadas eletrônicas são acrescentadas.
Os maiores átomos ficam no canto inferior esquerdo (césio, frâncio) e os menores no canto superior direito (hélio, flúor). Os átomos não têm bordas nítidas, por isso o “raio” depende de como é medido: os raios covalente, metálico e de van der Waals são todos diferentes. Ao comparar números de fontes distintas, verifique se se referem ao mesmo tipo de raio.
Os íons têm tamanhos diferentes dos átomos que os originam. Os cátions são menores, pois perderam elétrons; os ânions são maiores, porque os elétrons adicionados se repelem e a nuvem se expande. Entre íons isoeletrônicos, que têm o mesmo número de elétrons, mais prótons significa um íon menor. Dos íons de dez elétrons O²⁻, F⁻, Na⁺ e Mg²⁺, o O²⁻ é o maior e o Mg²⁺ o menor.
No bloco d, o raio varia apenas gradualmente, e a blindagem deficiente dos elétrons d produz anomalias, como o gálio ter quase o mesmo tamanho do alumínio. No período 6, a contração lantanídica faz o háfnio ter quase o mesmo tamanho do zircônio.
2. Energia de ionização
A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo no estado gasoso. Quanto mais fortemente o elétron está preso, maior ela é.
- Ao longo de um período: em geral aumenta.
- Descendo um grupo: diminui.
As primeiras energias de ionização do período 2, em elétron-volts, mostram tanto a tendência quanto suas exceções.
| Elemento | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Energia de ionização (eV) | 5,39 | 9,32 | 8,30 | 11,26 | 14,53 | 13,62 | 17,42 | 21,56 |
O aumento geral é interrompido duas vezes.
- Berílio > boro: o elétron removido do boro é um elétron 2p, de energia mais alta que o 2s e parcialmente blindado pelo par 2s, por isso sai com mais facilidade.
- Nitrogênio > oxigênio: o nitrogênio tem um elétron em cada um de seus três orbitais 2p. No oxigênio, o quarto elétron 2p precisa formar par num orbital já ocupado, e a repulsão extra torna mais fácil removê-lo.
O mesmo padrão se repete no período 3, entre o magnésio e o alumínio e entre o fósforo e o enxofre.
Remover elétrons um após o outro dá a segunda, a terceira e as demais energias de ionização. No magnésio, a primeira é de cerca de 7,6 eV e a segunda de cerca de 15,0 eV, mas a terceira salta para mais de 80 eV, porque o terceiro elétron precisa sair da camada interna estável, semelhante à do neônio. Esse salto repentino é a assinatura numérica da preferência do magnésio por formar Mg²⁺.
3. Eletronegatividade
A eletronegatividade descreve com que força um átomo, numa ligação química, puxa para si o par de elétrons compartilhado. Ao contrário da energia de ionização, ela não é medida diretamente; é uma escala relativa derivada de outros dados. A mais usada é a escala de Pauling, proposta por Linus Pauling.
- Ao longo de um período: aumenta.
- Descendo um grupo: diminui.
O flúor tem o maior valor, 3,98, seguido do oxigênio (3,44), do cloro (3,16) e do nitrogênio (3,04). No outro extremo estão o césio (0,79) e o frâncio (0,7). A maioria dos gases nobres forma poucas ligações ou nenhuma e muitas vezes fica sem valor.
A diferença de eletronegatividade entre dois átomos diz algo sobre a ligação. Uma diferença pequena gera uma ligação covalente apolar, com elétrons compartilhados por igual; uma diferença maior, uma ligação covalente polar; e uma diferença muito grande, uma ligação essencialmente iônica. A água é polar, e dissolve tão bem o sal, por causa da diferença entre o oxigênio (3,44) e o hidrogênio (2,20).
4. Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo gasoso ganha um elétron. Um valor maior significa que o átomo aceita um elétron com mais facilidade.
- Ao longo de um período: em geral aumenta, com o pico no grupo 17.
- Descendo um grupo: em geral diminui, mas com muitas exceções.
A exceção mais famosa é que o cloro tem afinidade eletrônica maior que a do flúor (cerca de 3,6 eV para o cloro contra cerca de 3,4 eV para o flúor). O átomo de flúor é tão pequeno que o elétron que chega fica apertado na compacta subcamada 2p e sofre forte repulsão. Ainda assim, o flúor tem maior eletronegatividade e reatividade, porque outros fatores, como as energias de ligação e o tamanho atômico, também contam.
Os elementos do grupo 2 (subcamada s completa), o nitrogênio do grupo 15 (subcamada p semipreenchida) e os gases nobres (camada completa) liberam pouca ou nenhuma energia ao ganhar um elétron e podem até exigir energia. Suas afinidades eletrônicas são próximas de zero ou negativas, e algumas fontes de dados as deixam em branco.
Ligando as tendências ao caráter metálico
Junte as quatro tendências e você obtém a tendência do caráter metálico. Elementos com baixa energia de ionização e baixa eletronegatividade perdem elétrons com facilidade e são fortemente metálicos. Assim, o caráter metálico aumenta em direção ao canto inferior esquerdo, e o caráter não metálico em direção ao canto superior direito. Esse fluxo diagonal é o que produz a “escada” dos semimetais atravessando o bloco p.
Resumo
| Propriedade | Ao longo do período → | Descendo o grupo ↓ |
|---|---|---|
| Raio atômico | diminui | aumenta |
| Energia de ionização | aumenta (exceções nos grupos 2→13 e 15→16) | diminui |
| Eletronegatividade | aumenta | diminui |
| Afinidade eletrônica | em geral aumenta (exceções nos grupos 2, 15, 18) | em geral diminui (F < Cl) |
Em vez de decorar a tabela, pratique deduzir cada tendência a partir de duas frases: a carga nuclear efetiva cresce para a direita, e camadas são acrescentadas para baixo. Aí as exceções também passam a fazer sentido. Compare as energias de ionização e as eletronegatividades dos elementos ao longo de um período ou descendo um grupo para ver o padrão por conta própria.