Propriedades da tabela periódica (as setas indicam aumento)
Uma vez que as propriedades de um elementos são na maioria das vezes determinada pela configuração eletrônica, da mesma forma as propriedades dos elementos mostram um padrão recorrente ou periódico com alguns mostrados no diagrama abaixo para o raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica. Foi esta periodicidade das propriedades, manifestação que foi bem observada antes da teoria atual ser estabelecida, que levou a formulação da lei periódica (as propriedades dos elementos recorrem em intervalos variados) e a formulação das primeiras tabelas periódicas.[45][46]

Raio atômico[editar | editar código-fonte]

Ver também: Raio atômico
Número atômico plotado contra o raio atômicos[notas 4]
O raio atômico varia de um modo previsível e explicável através da tabela periódica. Por exemplo, o raio geralmente diminui ao longo de cada período da tabela, a partir dos metais alcalinos para os gases nobres; e aumenta dentro do grupo de cima para baixo. O raio aumenta significativamente entre o gás nobre no fim de cada período e o metal alcalino no período seguinte. Esta propriedade (e de várias outras propriedades físicas e químicas dos elementos) pode ser explicada pela teoria da configuração eletrônica do átomo; elas fornecem evidências importantes para o desenvolvimento e confirmação da teoria quântica.[47]
Os elétrons no subnível 4f, que são progressivamente preenchidos a partir do Cério (elemento 58) até o Itérbio (elemento 70), não são efetivo na blindagem do aumento da carga nuclear para os subníveis posteriores. Os elementos subsequentes aos lantanídeos têm raio atômico que são menores do que o esperado e são quase idênticos ao raio atômico do elemento imediatamente acima destes.[48] Deste modo o Háfnio tem praticamente o raio atômico (e química) do zircônio, e o tântalo do nióbio e assim por diante. Este fenômeno é conhecido como contração dos lantanídeos. O efeito desta contração é visível até a platina (elemento 78), no qual após este é mascarado por efeitos relativísticos conhecidos como o efeito do par inerte.[49] A contração do bloco d, que é um efeito similar entre o bloco d e p, é menos pronunciado do que a contração dos lantanídeos mas ocorre pelo mesmo motivo.[48]

Energia de ionização[editar | editar código-fonte]

Energia de ionização: cada período começa com um valor mínimo para os alcalinos terrosos e termina com um máximo para os gases nobres
Ver também: Energia de ionização
A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron do átomo, a segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um segundo elétron, e assim por diante. Para um dado átomo, a energia de ionização aumenta com o nível de remoção de elétrons. Para o magnésio, por exemplo, a primeira energia é de 738 kJ/mol e a segunda de 1450 kJ/mol. Elétrons com orbitais mais próximos experimentam uma atração da força eletrostática maior, portanto é necessário mais energia para serem removidos. A Ionização fica ainda maior na parte superior à direita da tabela periódica.[49]
Saltos grandes na sucessão de energia de ionização molar ocorrem quando removendo um elétron numa configuração completa de nível eletrônico (gás nobre). Novamente, para o magnésio, para as duas primeiras energias de ionização dadas acima correspondem a remoção de dois elétrons 3s, e a terceira energia é de 7730 kJ/mol que é muito superior pois remove um elétron do orbital 2p que tem configuração similar ao do neon para o Mg2+. Saltos similares correm em energias de ionização de átomos no terceiro período.[49]

Eletronegatividade[editar | editar código-fonte]

Ver também: Eletronegatividade
Gráfico mostrando o aumento da eletronegatividade com o número crescent de grupos
A eletronegatividade é a tendência de um átomo de atrair um elétron.[50] Proposta inicialmente por Linus Pauling em 1932, é afetada tanto pelo número atômico quanto pela distância entre os elétrons de valência e o núcleo.[51] Em geral, ela aumenta da esquerda para direita ao longo do período, e de baixo para cima no grupo. Portanto, o flúor é o elemento mais eletronegativo,[notas 5] enquanto o césio é o com menor valor, pelo menos entre os elementos com dados substanciais.[34]
Existem algumas exceções para esta regra geral. O gálio e o germânio têm eletronegatividades superiores ao alumínio e silício, respectivamente, devido a contração do bloco d. Elementos do quarto período imediatamente após a primeira linha dos metais de transição têm um raio atômico surpreendemente pequeno porque os elétrons 3d não são efetivos na blindagem do aumento da carga nuclear, e volumes atômicos menores implicam em uma eletronegatividade superior.[34] O chumbo tem uma eletronegatividade superior anômala, particularmente quando comparado com o tálio e o bismuto, que parece ser um artifício da seleção de dados e métodos de cálculo disponível ao invés do método de Pauling de mostrar a tendência periódica destes elementos.[52]

Afinidade eletrônica[editar | editar código-fonte]

Ver também: Afinidade eletrônica
Dependência da afinidade eletrônica pelo número atômico.[53] Os valores geralmente aumentam nos grupos, a partir da esquerda e culminando nos halogênios e após e reduzindo drasticamente com os gases nobres. Exemplos de picos localizados vistos no hidrogênio, os metais alcalinos e elementos do grupo 11 são causados pela tendência de completar o subnível s (com o subnível 6s do ouro sendo após estabilizado por efeitos relativ´siticos e a presença de um subnível 4f preenchido. Exemplos de picos localizados nos metais alcalinos terrosos, nitrogênio, fósforo, manganês e rênio são causados pelos subníveis s, ou os semi-preenchidos subníveis p ou d.[54]
A afinidade eletrônica de um átomo é a quantidade de energia liberada quando um elétron é adicionado a forma neutra do átomo para formar um íon negativo. Embora a afinidade eletrônica varie consideravelmente, existem alguns padrões periódicos. Geralmente, ametais têm valores de afinidade eletrônica positivos superiores aos dos metais. O cloro atrai com mais força o elétron extra, e os gases nobres não tiveram seus dados mensurados de forma conclusiva portanto podem ter ou não um valor levemente negativo.[55]
A afinidade eletrônica geralmente aumenta dentro de um período. Isto é causado pelo preenchimento do camada de valência do átomo; um átomo do grupo 17 libera mais energia do que um do grupo 1 ao ganhar um elétron porque preenche esta camada e então se torna mais estável.[55]
Dentro do grupo, a afinidade eletrônica diminui com o aumento do número de períodos. O elétron extra estaria entrando em um orbital mais afastado do núcleo e como tal seria menos atraído pelo núcleo liberando menos energia quando adicionado. Todavia, com o aumento do número do período, aproximadamente um terço dos elementos são anômalos, com os elementos mais pesados tendo uma afinidade eletrônica maior que os congêneres mais leves. Isto se deve a blindagem ineficiente dos elétrons nos níveis d e f. Uma diminuição uniforme da afinidade eletrônica só é aplicável aos átomos do grupo 1.[56]

Característica metálica[editar | editar código-fonte]

Quanto menor os valores de energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica, maior a característica metálica do elemento. De modo contrário, a característica não-metálica aumenta com os valores destas propriedades.[57] Dada a tendência periódica destas propriedades, a característica metálica tende a diminuir ao longo do período e, com algumas irregularidades devido ao fraco efeito de blingdagem dos elétrons f e d e efeitos relativísticos,[58] tende a aumentar ao longo do grupo (ou coluna ou família). Deste modo, os elementos mais metálicos (tais como o césio e o frâncio) são encontrados na parte de baixo à esquerda de uma tabela periódica tradicional e os elementos mais ametálicos (oxigênio,flúor e cloro no topo à direita. A combinação das tendências horizontais e verticais na característica metálica explica o formato em escada da linha dividindo os metais e ametais que é encontrada em algumas tabelas, e a prática de categorizar vários elementos adjacentes nesta linha, ou elementos adjacentes a estes elementos como metaloides.[59][60]

Tabelas periódicas diferentes[editar | editar código-fonte]

Variação dos constituintes do grupo 3[editar | editar código-fonte]

Right
La e Ac abaixo do Y
Existem três variações principais da tabela periódica, cada uma diferindo na constituição dos elementos do grupo 3. O escândio e o ítrio são mostrados como os dois primeiros membros deste grupo; e a diferença depende da identidade dos membros remanescentes.[61]

Grupo 3 é o Sc, Y, e La, Ac. O lantânio (La) e o actínio (Ac) ocupam as duas posições abaixo do ítrio, sendo esta a variante mais comum.[62][notas 6] Isto enfatiza as similaridades nas propriedades periódicas ao descer nos grupos 1, 2 e 3, ao custo de descontinuidades na propriedades entre os grupos 3 e 4 e fragmentando os lantanídeos e actinídeos.[notas 7]
Right
Lu e Lr abaixo do Y

Group 3 é o Sc, Y, e Lu, Lr. O lutécio (Lu) e o laurêncio (Lr) ocupam as duas posições abaixo do ítrio. Esta variante mantém as quatorze colunas do bloco f e fragmenta os lantanídeos e actinídeos. Isto enfatiza as similaridades nas propriedades periódicas entre o grupo 3 e os seguintes ao custo de descontinuidades nas propriedades entre o grupo 2 e 3.[notas 8]
Right
Marcadores abaixo do Y

Grupo 3 é o Sc, Y, e 15 lantanídeos e 15 actinídeos. As duas posições abaixo do ítrio contêm os lantanídeos e actinídeos (possivelmente um marcador de nota de rodapé). Esta variação enfatiza as similaridades na química dos elementos lantanídeos (La–Lu), ao custo da ambiguidade no qual os elementos que ocupam o grupo 3 abaixo do ítrio parecem ser uma coluna de 15 blocos f (podem existir somente 14 elementos em uma linha do bloco f).[notas 9]
Estas três variações são originadas da dificuldade histórica de colocar os lantanídeos na tabela periódica, e argumentos como onde os elementos do bloco f começam e terminam.[63][notas 10] Tem sido questionado que tais argumentos são uma prova de que, é um erro separar o sistema periódico em blocos delimitados. [64] Do mesmo modo, algumas versões com os dois marcadores tem sido criticadas por implicar que todos os quinze lantanídeos ocupam uma única célula ou estão abaixo do ítrio,[65][notas 11] em desacordo com o princípio básico de um elemento para cada espaço na tabela.[66][n 1] A controvérsia de quais elementos ocupam o grupo 3 abaixo do escândio e Ítrio é discutida na seção Questões abertas e controvérsias do artigo.
A tabela com o Lu e o Lr é mostrada no início e na visão geral deste artigo. Quando comparado com a variante do La e Ac, aparentemente existem poucas exceções ao preenchimento dos orbitais 4f entre os membros subsequentes das séries.[67][notas 12]

Ver também[editar | editar código-fonte]

Notas

  1. Ir para cima↑ Os elementos descobertos inicialmente por síntese e posteriormente na natureza são o Tecnécio (Z=43), Promécio (61), Astatino (85), Netúnio (93) e o Plutônio (94).
  2. Ir para cima↑ Um elemento zero (i.e. uma substância composta puramente de nêutrons), está incluído em algumas representações alternativas como, por exemplo, na galáxia química.
  3. Ir para cima↑ Existe uma inconsistência e algumas irregularidades nesta convenção. Assim, o hélio é mostrando no bloco p ao invés do bloco s, e (por exemplo) a subcamada d no bloco d é na verdade preenchida quando o grupo 11 é alcançado, ao invés do grupo 12.
  4. Ir para cima↑ Os gases nobres, astatino, frâncio e todos os elementos mais pesados que o Amerício foram deixados de fora uma vez que não há dados disponíveis para eles.
  5. Ir para cima↑ Enquanto o flúor é o elemento mais eletronegativo na escala de Pauling, o neônio é o mais eletronegativo em outras escalas, tais como na escala de Allen.
  6. Ir para cima↑ Clark e White realizaram uma pesquisa para determinar as tendências nas tabelas periódicas de livros textos de 1948 a 2008. Em 35 livros textos encontraram onze tipo I, nove tipo II e nove tipo III. Ao longo dos últimos 20 anos de sua pesquisa a contagem foi nove tipo I, nove tipo II e duas tipo III. Ver: Clark R. W. & White G. D. (2008). "The flyleaf periodic table". Journal of Chemical Education. 85(4): 497.
  7. Ir para cima↑ Para exemplos da tabela tipo I ver Atkins et al. (2006). Shriver & Atkins Inorganic Chemistry (4th ed.). Oxford: Oxford University Press • Myers et al. (2004). Holt Chemistry. Orlando: Holt, Rinehart & Winston • Chang R. (2000). Essential Chemistry (2nd ed.). Boston: McGraw-Hill
  8. Ir para cima↑ Para exemplos da tabela Grupo 3=Sc,Y,Lu,Lr ver Rayner-Canham G. & Overton T. (2013). Descriptive Inorganic Chemistry (6th ed.). New York: W. H. Freeman and Company • Brown et al. (2009).Chemistry: The Central Science (11th ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education • Moore et al. (1978). Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha
  9. Ir para cima↑ Para exemplos desta tabela ver Housecroft C. E. & Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Harlow: Pearson Education • Halliday et al. (2005). Fundamentals of Physics (7th ed.). Hoboken, NewJersey: John Wiley & Sons • Nebergall et. al. (1980). General Chemistry (6th ed.). Lexington: D. C. Heath and Company
  10. Ir para cima↑ A separação dos lantanídeos da parte principal da tabela tem sido atribuída ao químico Bohuslav Brauner que, em 1902, colocou todos os elementos (("Ce etc.") em uma posição no grupo 4, abaixo do zircônio. Este arranjo é referido como a "hipótese asteróide ", em analogia aos asteroides que ocupam uma órbita única no sistema solar. Antes desta época os lantanídeos eram geralmente colocados ao longo dos grupos 1 ao 8 da antiga forma de 8 colunas da tabela periódica. Embora existam registro do arranjo de Brauner já por volta de 1895, ele é conhecido por se referir a "química dos asteróides " em 1881 em um carta para Mendeleev. Outros autores ordenaram os lantanídeos tanto no grupo 3, grupos 3 e 4, ou grupos 2,3 e 4. Em 1992, Niels Bohr continuou o processo de destacamento dos lantanídeos ao posicioná-los entre os blocos d e s. Em 1949, Glenn T. Seaborg reintroduziu a forma que é popular na atualidade, em que os lantanídeos e actinídeos aparecem como notas de rodapé. A primeira publicação da tabela de Seaborg foi em um relatório confidencial datado de 1944. Foi publicada novamente por ele em 1945 no periódico Chemical and Engineering News e nos anos seguintes até 1949 diversos autores a comentaram e concordaram com sua proposta. Neste ano ele notou que o melhor modo de representar os actinídeos parecia ser posicionando-os abaixo da tabela, e por analogia, os lantanídeos. Ver: Thyssen P. and Binnemans K. (2011). "Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis". In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 41. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–94; Seaborg G. T. (1994). Origin of the Actinide Concept'. In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 18. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–27.
  11. Ir para cima↑ 
    Forma longa da tabela periódica, resultado da alocação dos lantanídeos e actinídeos no grupo 3, abaixo do Sc e Y. Descrita por Jensen (ver nota adjacente) como "antiquada" e uma interpretação que a química inorgânica moderna não iria advogar, exceto se "ela perder todo o contato entre as premissas que fundamentam sua tabela periódica e os fatos da química".
    Jensen escreveu: Os dois espaços abaixo do Sc e Y… contêm nem os números atômicos de 57 a 71 e 89 a 103 ou os símbolos La-Lu e Ac-Lr, respectivamente, assim indicando que todos os trinta elementos pertencem a estes espaços. Expandir a tabela para uma com 32 colunas iria requerer o alongamento do espaço do Sc e Y de modo que eles iriam cobrir todas as quinze colunas inseridas
  12. Ir para cima↑ Para as tabelas periódicas do La e Ac e do Lu e Lr, as duas tabelas a seguir comparam o número idealizado de elétrons "f" para os elementos do período 6 e 7 no bloco f com seus números reais de elétrons "f". Existem 20 irreguladiras na primeira tabela em comparação com nove na segunda. TABELA 1: tabela periódica Sc-Y-La-Ac
    Period 6CePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu
    elétrons f idealizados1234567891011121314
    número real13456779101112131414
    Período 7ThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr
    Número atual02346779101112131414
    TABELA 2: tabela períodica Sc-Y-Lu-Lr com a configuração eletrônica do bloco f
    (sombra em cinza claro = número de elétrons f é parelho; sombra em cinza escuro = irregularidade)
    Período 7LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYb
    elétrons f idealizados1234567891011121314
    Número atual0134567791011121314
    Período 7AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNo
    Número atual0023467791011121314
    Para o número de elétrons idealizados na Tabela 1, ver: Newell, S. B. (1977). Chemistry: An Introduction. Boston: Little, Brown and Company, p. 196. Para a Tabela 2, ver: Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education, pp. 207, 208–210. Em ambos os casos as contagens são consistentes com a configuração padrão para elementos do bloco f de [Gás nobre] (n–2)f xns² onde n = o número do período e x = um inteiro de 1 a 14. Ver: Rouvray D. H. (2015). "The Surprising Periodic Table: Ten Remarkable Facts". In B. Hargittai & I. Hargittai (eds). Culture of Chemistry: The Best Articles on the Human Side of 20th-Century Chemistry from the Archives of the Chemical Intelligencer. New York: Springer Science+Business Media, pp. 183–193 (190).

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Bibliografia[editar | editar código-fonte]

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