PROPRIEDADES PERIODICAS

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PROPRIEDADES PERIODICAS 
INTRODUÇÂO 
Organizada em forma crescente de número atômico (quantidade de prótons no núcleo do átomo) dos elementos até então conhecidos, a tabela periódica pode ser utilizada como mecanismo para relacionar as especificidades de seus componentes com suas estruturas atômicas.
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que eles formam variam periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em função do aumento ou da diminuição dos números atômicos. As propriedades que se comportam dessa forma são chamadas de propriedades periódicas.
A tabela periódica pode ser usada na previsão de um grande número de propriedades, muitas das quais são cruciais para compreensão da química. 
Raio atômico 
Raio atômico é, basicamente, a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada mais externa. Porém, como o átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio definido pela metade da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa ligação química em estado gasoso.
Essa propriedade se relaciona com o tamanho do átomo, e para comparar esta medida é preciso levar em conta dois fatores: 
- Quanto maior o número quântico principal (n), maior será o tamanho do átomo. Dessa forma, em cada coluna (grupo) o número atômico cresce à medida que descemos.
- O átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, inclusive os mais externos, fazendo com que seu raio diminua. Com isso, em cada período o raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita. 
O elemento de maior raio atômico conhecido é o Césio, entretanto, é muito provável que o Frâncio tenha um maior raio atômico, porém isto ainda não foi confirmado, em razão da raridade deste elemento na natureza.
 
Raio Iônico 
Os tamanhos dos íons são baseados nas distâncias um do outro em compostos iônicos. Como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon depende do seu número atômico, do número de elétrons que ele possui e dos orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo localizam-se. 
A formação de um cátion desocupa os orbitais mais externos em relação ao espaço e também diminui as repulsões totais elétron-elétron. Como consequência, os cátions são menores que os átomos que lhe dão origem. Dessa forma, como os metais tendem a perder elétrons para formar cátions o raio iônico aumenta de cima para baixo em cada grupo, e em um mesmo período ele aumenta da direita para a esquerda.
O oposto ocorre com os íons negativos (ânions). Quando elétrons são adicionados a um átomo neutro para formar um ânion, o aumento das repulsões elétron-elétron faz com que os elétrons se espalhem mais no espaço. Assim os ânions são maiores que os átomos que lhe dão origem. Desse modo, como os ametais tendem a ganhar elétrons para formar ânions, aqueles que tiverem um número quântico principal (n) maior, terá um raio iônico ainda maior, ou seja, quando descemos em determinado grupo (ametais) o raio iônico tende a crescer à medida que descemos. E em um mesmo período, o átomo que tiver um raio atômico maior, quando se tornar um ânion terá seu raio aumentado, logo, o raio iônico aumenta da direita para esquerda em um mesmo período. 
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Eletronegatividade
 
A eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons compartilhados de uma ligação. Essa propriedade tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho de um átomo, maior é a força de atração sobre os elétrons e consequentemente maior a eletronegatividade. Portanto, a eletronegatividade é inversamente proporcional ao rio atômico. 
Na tabela periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita, pode-se confirmar que como o flúor tem o menor raio atômico apresenta a maior eletronegatividade. 
Os elementos que apresentam maior raio atômico têm a menor força de atração nos elétrons, e com isso, menor eletronegatividade. Com isso, a eletronegatividade aumenta da esquerda para direita, num mesmo período. 
Eletropositividade 
	
Eletropositividade é a capacidade de um átomo em perder elétrons, originando cátions. Como os metais são os elementos que apresentam maior tendência em perder elétrons, a eletropositividade também pode ser denominada de caráter metálico. A perda de elétrons em reações químicas é uma característica dos elementos metálicos. 
Analisando o sódio por exemplo (11Na), a sua distribuição eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s1, infere-se que possui apenas 1 elétron na sua camada mais externa, com isso, é mais “fácil” perder 1 elétron (11Na+) para daiquiri estabilidade ficando com 8 elétrons na 2ª camada. 
Logo, a eletropositividade é o inverso da eletronegatividade, então a eletropositividade aumenta de cima para baixo, analisando o mesmo grupo, e da direita para esquerda, analisando o mesmo período. 
 
Energia de Ionização (Potencial de ionização)
A energia de ionização de um átomo ou íon é a mínima necessário para remover um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso isolado em seu estado fundamental. Normalmente, os menores átomos têm energia de ionização maiores. Os fatores que influenciam o tamanho do átomo também influenciam as energias de ionização. 
 A energia necessária para retirar um elétron de um nível mais externo depende da distância média do elétron ao núcleo. À medida que essa atração aumenta, tornasse mais difícil remover o elétron e, assim, a energia de ionização aumenta. Desse modo, num mesmo período, a energia de ionização tende a aumenta da esquerda para direita. 
À proporção que descemos em uma coluna, o raio atômico aumenta e, com isso, a atração entre o núcleo e os elétrons diminui, provocando a diminuição da energia de ionização. Logo, a energia de ionização tende a aumenta de baixo para cima, num mesmo grupo. 
Afinidade eletrônica 
A variação de energia quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso chama-se afinidade eletrônica. Portanto, a afinidade eletrônica mede a “facilidade” com que um átomo ganha um elétron. Nos gases nobres, a afinidade eletrônica não é significativa. Entretanto, não é igual a zero: já que a adição de um elétron em qualquer elemento causa liberação de energia.
X(g) + e-→ X-(g) ∆E˂0
A afinidade eletrônica, geralmente, torna-se cada vez mais negativa à proporção que caminhamos em direção aos halogênios. Os halogênios, que têm um elétron a menos para preencher completamente o subnível p, apresentam afinidades eletrônicas mais negativas. 
Se um átomo precisa receber muita energia para perder 1 elétron (energia de ionização), então o mesmo átomo precisa perder muita energia para receber 1 elétron. Com isso, a afinidade eletrônica cresce de baixo para cima num grupo. 
Ponto de Ebulição e Ponto de fusão 
O ponto de fusão e ebulição são, respectivamente, as temperaturas em que os materiais passam do estado sólido para o líquido e do estado líquido para o gasoso ou a temperatura máxima em que o líquido pode permanecer nesse estado físico em uma determinada pressão. Os pontos de fusão e ebulição dos elementos químicos da Tabela Periódica variam de acordo com os seus números atômicos.
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Percebe-se nas famílias da tabela periódica um aumento nos pontos de fusão e ebulição de cima para baixo, exceto nas famílias 1A e 2A, que é de baixo para cima. Nos períodos, esse aumento se dá das laterais para o centro, o que pode ser visto. 
Pode-se notar na um destaque dado aos elementos tungstênio (W) e carbono (C). Isto se deve ao fato de “o elemento metálico de maior ponto de fusão ser o tungstênio, cujo valor é 3.410 ºC. O carbono, pela sua posição, deveria ter ponto de fusão baixo, entretanto, a variedade grafite, que é uma estrutura com átomos encadeados e fortemente ligados, apresenta ponto de fusão bastante alto, de 3.727 ºC”. 
Volume atômico 
	O volume atômico não é o volume que um átomo ocupa, mas refere-se ao volume ocupadopor 1 mol (aproximadamente 6,02 x 1023 átomos). 
Tendo em vista que, densidade é igual a razão da massa pelo volume (d=m/v) pode-se determinar o volume atômico sabendo a densidade e a massa. 
Quando os elementos pertencem à mesma família, o volume aumenta conforme aumenta o raio atômico, ou seja, de cima para baixo. Isso acontece porque conforme vai descendo na coluna da família, os períodos vão aumentando, o que significa que vão aumentando os níveis de energia e, consequentemente, o tamanho do raio atômico;
Quando os elementos pertencem ao mesmo período, o volume atômico aumenta do centro para as extremidades. Do meio para a esquerda, o volume atômico dos elementos segue o mesmo sentido do aumento do raio atômico, mas do centro para a direita, segue o sentido inverso, porque nos elementos que ficam nessa localização o espaçamento entre os átomos é relativamente grande, principalmente nos ametais, aumentando na direção dos gases nobres.
Densidade 
	A densidade é a relação estabelecida entre a massa da matéria e o volume que ela ocupa (d=m/v. 
	Quando falamos sobre os elementos químicos, também podemos abordar a densidade, já que os elementos são matérias, e a densidade é uma propriedade física da matéria. Assim, conhecendo a massa de uma amostra de um elemento e o volume ocupado por ela, conseguimos determinar facilmente sua densidade.
A densidade dos elementos tende a crescer sempre das extremidades para o centro, ou seja, quanto mais localizado na região central da Tabela, mais denso tende a ser o elemento avaliado. 
A densidade segue o aumento do número de níveis dos átomos. Assim, quanto maior o número de níveis, maior a densidade.
Reatividade 
A reatividade está relacionada com a avaliação sobre a ocorrência ou não de uma reação entre substâncias.	
A reatividade química dos metais varia com sua eletropositividade, logo, quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade. Portanto a reatividade nos metais aumenta de cima para baixo. 
Para avaliar a reatividade dos ametais, utiliza-se como padrão a eletronegatividade, que é a capacidade que um átomo possui de atrair os elétrons de outro átomo presente na ligação. Assim, para saber se um ametal é mais reativo que outro, basta seguir os padrões estabelecidos para a eletronegatividade, logo, a reatividade aumenta de baixo para cima. 
REFERENCIA 
ALVES, Líria, Propriedades Periódicas, disponível em: http://brasilescola .uol.com.br/quimica/propriedades-periodicas.htm, acesso no dia 23 de março de 2017.
DIAS, Diogo Lopes. Reatividade na Tabela Periódica. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-na-tabela-periodica.htm> acesso em: 25 mar. 2017
LIRA, Júlio César Lima, Propriedades periódicas, disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/propriedades-periodicas-dos-elementos/, acesso no dia 23 de março de 2017.
Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2013.
Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
 SILVA, André Luís. Reatividade Química de Metais e Não-Metais. Disponível: <http://www.infoescola.com/quimica/reatividade-quimica-de-metais-e-nao-metais/>. Acesso em: 25 mar. 2017. 
SILVA, André Luís. Pontos de Fusão e Ebulição. Disponível em: < http://www.infoescola.com/fisico-quimica/pontos-de-fusao-e-ebulicao/>. Acesso em: 25 mar. 2017.