Algumas propriedades físicas são periódicas, isto é, variam de uma forma regular ao longo do grupo e do período. As propriedades que vamos estudar são:

Raio atómico; Energia de ionização.

Raio atómico

É a distância média ao núcleo dos electrões que se situam na camada mais afastada do próprio núcleo. Numa molécula diatómica, o raio atómico é metade da distância entre os núcleos dos átomos que constituem a molécula.

d dr=2

Como varia o raio atómico ao longo da Tabela Periódica?

Ao longo do grupo – aumenta o nº de níveis, ficando os electrões de valência a distâncias cada vez maiores do núcleo ⇒ maior o tamanho do átomo ⇒ aumenta o raio atómico.

Ex. 3Li – 1s2 2s1 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 → maior nº de níveis preenchidos ⇒ maior tamanho ⇒ maior raio atómico

Ao longo do período (para os elementos representativos) – a carga nuclear aumenta (este factor prevalece em relação ao factor nº de electrões de valência) ⇒ aumenta a força atractiva núcleo – electrões de valência ⇒ há contracção da nuvem electrónica ⇒ menor o tamanho do átomo ⇒ diminui o raio atómico.

Ex. 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 12Mg - 1s2 2s2 2p6 3s2

carga nuclear - + 11 carga nuclear - + 12 menor carga nuclear ⇒ maior tamanho ⇒ maior raio atómico

Quando um átomo se transforma num ião, o raio atómico altera-se, passando a denominar-se por RAIO IÓNICO. Catiões – os raios iónicos dos iões positivos são menores do que os correspondentes raios atómicos, como consequência da remoção de electrões da camada de valência.

Ex. 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na+ - 1s2 2s2 2p6

Raio atómico (Na) > Raio iónico (Na+ ) Porquê? O átomo e o catião têm a mesma carga nuclear, mas o catião tem menos electrões que o átomo, por isso, as repulsões electrónicas diminuem ⇒ a força de atracção núcleo – electrões aumenta ⇒ há contracção da nuvem electrónica.

Aniões – os raios iónicos dos iões negativos são maiores do que os correspondentes raios atómicos, como consequência do nº de electrões periféricos.

Ex. 9F - 1s2 2s2 2p5 9F− - 1s2 2s2 2p6

Raio atómico (F) < Raio iónico ( F

−

) Porquê? O átomo e o anião têm a mesma carga nuclear, mas o anião tem mais electrões que o átomo, por isso, as repulsões electrónicas aumentam ⇒ a força de atracção núcleo – electrões diminui ⇒ há expansão da nuvem electrónica. No caso de iões isoelectrónicos – o raio diminui quando o número atómico aumenta, ou seja, quando a carga nuclear aumenta.

11Na+ - 1s2 2s2 2p6 e 9F− - 1s2 2s2 2p6 e 13Al3+ - 1s2 2s2 2p6

iões isoelectrónicos (mesmo nº de electrões)

Energia de Ionização (I) É a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo gasoso quando isolado e no estado fundamental. É um processo endoenergético, pois o electrão sofre uma atracção por parte do núcleo, sendo necessário fornecer energia para o remover. A (g) + I → A+ (g) + e- Os átomos polielectrónicos têm mais do que uma energia de ionização, e estas vão aumentando à medida que um electrão vai sendo removido.

Ex. X (g) + I1 → X+ (g) + e- X+ (g) + I2 → X2+ (g) + e-

I1 < I2 < ….. As energia de ionização de um elemento são tantas quantas os electrões dos átomos desse elemento.

Consideramos agora o gráfico que relaciona a variação da energia de ionização com

o nº atómico: Pela análise do gráfico, podemos concluir:

Os metais alcalinos são os que apresentam menores valores de energia de 1ª ionização;

Os gases nobres são os que apresentam maiores valores de energia de 1ª ionização;

A I aumenta de um modo geral ao longo do período, verificando-se algumas excepções;

As I diminuem bruscamente quando se passa do gás nobre para o metal alcalino seguinte, isto é, quando se muda de período;

A I diminui ao longo do grupo.

Como varia a energia de ionização ao longo da Tabela Periódica?

Ao longo do grupo – aumenta o nº de níveis, aumentando o tamanho do átomo, ficando os electrões de valência mais afastados do núcleo, sendo mais fácil de remove-los ⇒ energia de ionização diminui.

Ex. 3Li – 1s2 2s1

11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 - apresenta menor valor de energia de 1ª ionização

Ao longo do período – a carga nuclear aumenta ⇒ aumenta a força atractiva núcleo – electrões de valência ⇒ há contracção da nuvem electrónica ⇒ menor o tamanho do átomo, ficando os electrões mais atraídos pelo núcleo do átomo ⇒ energia de ionização aumenta.

11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 12Mg - 1s2 2s2 2p6 3s2 - apresenta maior valor de energia de 1ª

ionização

Relativamente às substâncias elementares, verifica-se que há, em geral, uma semelhança nas propriedades das substâncias correspondentes a elementos representativos de um mesmo grupo da TP.

Metais alcalinos No caso do sódio e do potássio, podemos dizer que:

• são sólidos acinzentados, à Tamb; • apresentam brilho metálico; • bons condutores da corrente eléctrica; • apresentam pontos de fusão e de ebulição elevados; • reagem violentamente com a água, libertando hidrogénio

Halogéneos Os elementos correspondentes a estas substâncias elementares (cloro, bromo e iodo) são elementos do grupo 17, todos com configuração electrónica a terminar em ns2 np5. Estes elementos formam todos substâncias elementares constituídos por moléculas diatómicas.

• O Cl2 é um gás; • O Br2 é um líquido; • O I2 é um sólido.

Qualquer destas substâncias reage com o hidrogénio, formando gases incolores muito ácidos: Cloreto de hidrogénio (HCl); Brometo de hidrogénio (HBr); Iodeto de hidrogénio (HI). Também reagem com os metais alcalinos formando halogenetos (sais), constituídos por um halogeneto e um metal, como por exemplo, o NaCl. Gases Nobres Os gases nobres, como o He, Ne e Ar, são substâncias elementares no estado gasoso, à Tamb.. Estas substâncias correspondem a elementos do grupo 198, com configuração electrónica ns2 np6. São gases quimicamente muito estáveis, por isso são designados por gases inertes. Em geral, há uma semelhança nas propriedades das substâncias elementares correspondentes a elementos de um mesmo grupo, o que não se verifica entre elementos pertencentes a um mesmo período.b