Texto 1, propriedades periodicas

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Texto 01: Propriedades periódicas: observações importantes sobre raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica.
Com certeza o entendimento das propriedades dos elementos químicos é o primeiro passo para compreendermos como estes elementos formam moléculas, substâncias e materiais. As propriedades periódicas são aquelas relacionadas aos elementos químicos e que seguem determinado padrão de variação ao longo da tabela periódica. Para abordar as propriedades periódicas utilizaremos como base o modelo atômico de Bohr que prevê o átomo definido a partir de camadas eletrônicas com energias fixas. As principais propriedades periódicas dos elementos químicos estão relacionadas ao raio atômico, definido como a medida do centro do átomo até sua camada mais externa. 
Raio atômico 
Se observarmos o raio de um átomo ao longo de um período da tabela periódica iremos perceber que, de maneira geral, o seu valor cresce da direita para a esquerda e de cima para baixo. A explicação para isso está no número de camadas que o átomo possui e também no número de cargas positivas existentes em seu núcleo. À medida que andamos da esquerda para a direita em um período da tabela periódica observamos que o número de cargas positivas (prótons) aumenta, provocando assim uma maior atração do núcleo com a eletrosfera, o que resulta em uma aproximação dos elétrons e diminui o raio do átomo. Ainda, se percorrermos a tabela periódica de cima para baixo perceberemos que o número de camadas eletrônicas será maior a cada período fazendo com que o raio do átomo se torne cada vez maior. 
Energia de Ionização 
Quando um átomo perde elétrons ele se torna carregado positivamente formando um íon (cátion), no entanto, este processo não é espontâneo e requer energia. Na natureza as transformações da matéria tendem espontaneamente sempre a um estado de menor energia, é o que observamos quando abandonamos determinado objeto a certa altura, naturalmente esse objeto irá cair e tocar o solo. Isso acontece porque ao cair ele diminui o valor de sua energia potencial gravitacional (grandeza estudada pela física). Quando tratamos de corpos carregados como no caso dos elétrons e prótons de um átomo a energia envolvida é chamada de energia potencial eletrostática. Em física dizemos que a energia potencial eletrostática diminui com o aumento das forças atrativas e que aumenta com o aumento de forças de caráter repulsivo. Assim conseguimos entender que quando um átomo perde elétrons sua energia deverá aumentar desestabilizando-o de certa forma, uma vez que o número de forças atrativas (núcleo-elétrons) irá diminui. Por tanto, quando se pretende retirar elétrons de um átomo é necessário certo valor de energia. A energia necessária para retirar um elétron da camada de valência de um átomo qualquer é chamada energia de ionização. Logicamente, o valor dessa energia será diretamente proporcional à força com que este elétron é atraído pelo núcleo. Pensando por esta lógica percebe-se que quanto menor for o raio de um átomo e proporcionalmente maior for sua carga, maior deve ser a força com que seu núcleo atrai os elétrons para si, tornando o valor da energia de ionização maior. Em contrapartida, átomos com raio maior e menor carga nuclear devem apresentar valores de energia de ionização mais baixos, o que significa que estes elementos podem perder elétrons com certa facilidade. 
Afinidade eletrônica 
A afinidade eletrônica é a medida da energia liberada por um átomo quando ele recebe um elétron. De certa forma, a interpretação da afinidade eletrônica de um elemento químico será inversa à dada para a energia de ionização. Quando um elemento químico recebe um elétron forma-se também um íon sendo que este é um íon de carga negativa (ânion) que fará com que, dependendo do átomo, as forças atrativas aumentem diminuindo a energia do potencial eletrostática. Mas porque depende do átomo? A resposta para essa pergunta está no fato de que quando um átomo ganha ou perde elétrons não são só as forças de atração que estão envolvidas, as forças de repulsão também estão relacionadas à energia final destes processos. Sendo assim, átomos com raio menor devem apresentar maiores valores de afinidade eletrônica uma vez que atraem fortemente os elétrons que são partículas negativas devido à maior quantidade cargas positivas em seu núcleo e à proximidade entre núcleo e eletrosfera. Em contrapartida, átomos com raios atômicos maiores apresentaram valores de afinidade eletrônica menores uma vez que ao receber um elétron esses átomos que atraem fracamente seus próprios elétrons ainda terá um aumento nas repulsões elétrons-elétron, tornando esse processo menos favorável.
Eletronegatividade 
A eletronegatividade pode ser expressa como a tendência de um átomo atrair elétrons para si. À primeira vista a definição desta propriedade parece ser redundante ao da afinidade eletrônica, de fato a variação da eletronegatividade varia de maneira geral da mesma forma que os de afinidade eletrônica, porém, existem dois pontos básicos que diferem estas propriedades. Ao contrário da afinidade eletrônica que atribui valores de energia para os átomos isolados a eletronegatividade é definida principalmente para o caso em que o átomo está ligado ao outro (os). Outro ponto que difere a eletronegatividade da afinidade eletrônica é que os valores de eletronegatividade dos átomos correspondem a uma escala arbitrária definida por Linus Pauling, que traduz a tendência dos átomos em receber elétrons ao estabelecerem ligações químicas. Apesar de apresentar diferenças básicas com a afinidade eletrônica a eletronegatividade também aumenta, de maneira geral, ao longo de um período à medida que a força de atração do núcleo para com os elétrons aumenta, ou seja, aumenta à medida que o raio dos átomos se torna menor. Segundo Santos e Mol (2013), as exceções são o hidrogênio que possui o núcleo com um próton (no entanto observa-se certa tendência deste elemento atrair elétrons para si, haja vista o fato de o mesmo possuir também apenas um elétron) e os gases nobres (átomos que já são muito estáveis).