Estrutura atômica e lei periódica

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Estrutura atômica e Lei periódica
Estrutura Atômica e Lei Periódica
Gúbio O. Gomes
Laíza M. de Araújo
O Átomo
O átomo é a partícula fundamental que representa um determinado elemento químico.
O conceito de átomo remonta às discussões filosóficas de estudiosos gregos e hindus há mais de dois mil anos.
O conceito de uma partícula fundamental foi proposto por Leucipo de Mileto em 450 a.C.
Esta partícula fundamental foi batizada de “átomo’’ por Demócrito de Abdera[470,380 a.C], considerado o primeiro pensador materialista.
Aristóteles[384-322 a.C] rebate este conceito, dizendo que a matéria pode ser dividida infinitamente.Os conceitos aristotélicos da matéria foram aceitos por mais de 2000 anos.
Os conceitos de átomo tinham sido em sua maior parte descritos com base na intuição.
Com o fim da Idade Média e o surgimento do renascimento surge vários cientistas experimentais.
Com o fim da Idade Média e o surgimento do renascimento surge vários cientistas experimentais.
No século XVIII Antoine Lavoisier propõe a Lei da conservação das massas.
Gay-Lussac propõe a Lei das combinações volumétricas.
Louis Proust propõe a Lei das proporções fixas.
As leis foram propostas, mas não se sabia explicar o porquê desses acontecimentos.
Modelo atômico de Dalton
Motivações para a construção do modelo:
Interesse pela formação da atmosfera. 
Forma de interação dos gases que compõem a atmosfera.
John Dalton
Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos
Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos.
Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades.
As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Explicou:
Conservação das massas nas reações químicas
Lei das composições definidas.
Modelo Atômico de Thomson
Em 1800, Willian Nicholson e Anthony Carlisle, demonstraram a decomposição da água nos gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise.
Humphrey Dary e Michael Faraday se interessam pela eletrólise , e depois de vários estudos demonstraram que a quantidade de produto formado durante a eletrólise depende tanto da natureza da substância como da quantidade de corrente elétrica envolvida.Essas relações ficaram conhecidas como as Leis de Faraday , que representou a primeira evidência da existência dos elétrons.
Na metade do século XIX, Willian Crookes desenvolveu um dispositivo para estudar descargas elétricas em gases a baixa pressão, que se tornou conhecido como Tubo de Crookes.
Um tubo de Crookes.O cátodo é o eletrodo carregado negativamente por uma fonte de alta voltagem, e o ânodo, o eletrodo carregado positivamente.(a) Antes de ser evacuado.(b) A pressões intermediárias.(c) A baixas pressões.(d) A baixas pressões.
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Segundo nível
Terceiro nível
Quarto nível
Quinto nível
Conclusões:
A baixas pressões, é evidente que alguma coisa deixa o cátodo e viaja para o ânodo. Originalmente denominado raio catódico . 
Um raio catódico é composto por um fluxo de minúsculas partículas.
É necessário que as partículas emitidas do cátodo viajem em linhas retas.
A incandescência emitida pelo gás no interior do tubo a pressões intermediárias resulta das colisões das partículas em movimento com moléculas do gás.
Em 1886, o físico alemão E. Goldstein usou um tubo Crookes modificado para produzir um novo tipo de raio.O cátodo no tubo de Goldstein tinha uma fenda montada próxima ao meio do tubo.
Goldstein observou a direção da deflexão do raio canal em um campo elétrico ou magnético, e foi capaz de provar que o raio consistia em partículas carregadas positivamente.
As partículas de um raio canal não são semelhantes, mesmo se um único gás puro estiver presente no tubo.
Em 1897, o físico inglês J.J Thomson mostrou que quando os raios catódicos são desviados de modo a se chocarem com o eletrodo de um eletrômetro, o instrumento acusa uma carga negativa.
Demonstrou que os raios catódicos são desviados pela ação de um campo elétrico.
Verificou que os resultados obtidos independiam da natureza do gás ou material utilizado na confecção do tubo. 
Propôs que os raios catódicos são cargas de eletricidade negativa transportadas por partículas de matéria.
Para explicar a natureza desta partículas Thomson buscou determinar a relação carga-massa.
Modelo Atômico de Thomson
Representação esquemática do aparato de Thomson para determinação de e/m.
Um feixe de raios catódicos passa através de uma região na qual ele é submetido à ação de um campo elétrico e um campo magnético.
Cada um dos campos podiam desviar o feixe de sua trajetória original, mas os campos elétrico e magnético foram orientados de tal forma que o desvio provocado pelo campo elétrico fosse exatamente o oposto ao daquele provocado pelo campo magnético.Assim se campo elétrico permanecesse constante, a magnitude do campo magnético poderia ser ajustada de tal forma que o feixe retornasse à sua trajetória original.
Assim, concluiu-se que a força exercida pelo campo magnético Bev sobre as partículas era igual à força exercida pelo campo elétrico eE. Então:
Bev=eE
e
v= E
 B
Na segunda etapa do experimento o campo magnético foi desligado e foi medido a deflexão do feixe sob a ação apenas do campo elétrico.O campo elétrico provocou um desvio θ na trajetória das partículas. O cálculo deduzido para e/m depende do desvio θ provocado pelo campo elétrico e o comprimento,l, das placas defletoras.Assim Thomson propôs que a relação e/m é:
e/m= 2θ E
 l²B²
 Após a realização de vários cálculos Thomson constatou que a relação carga-massa para os raios catódicos era sempre constante,independente da natureza do gás usado no tubo de descarga.Então, ele chegou a conclusão de que os raios catódicos são formados por fragmentos corpusculares de átomos, atualmente, denominados elétrons.
 
 
 
 
Assim Thomson propôs sua teoria atômica, que tinha os postulados seguintes como principais:
Em um átomo, os elétrons carregados negativamente estariam localizados no interior de uma distribuição contínua de carga positiva.
Devido à repulsão mútua os elétrons estariam uniformemente distribuídos na esfera de carga positiva.
Em um átomo que esteja em seu menor nível de energia possível, os elétrons estariam fixos em suas posições de equilíbrio.Em átomos excitados, os elétrons vibrariam em torno de suas posições de equilíbrio.
A contribuição de Millikan
O experimento da gota de óleo realizado por R.A Millikan proporcionou a demonstração de que a eletricidade é composta por partículas.
Millikan foi capaz de provar que todas as cargas elétricas são múltiplos de uma unidade elementar definida, cujo valor é igual a 1,60 x 10ˉ¹ C.
O modelo atômico de Rutherford
Em 1896,Wilhelm Röntgen descobre os raios-x
Em 1896 a 1902, Henri Becquerel, Marie e Pierre Currie, descobrem a radiação.
Em 1896 Ernest Rutherford começa a trabalhar também com estas radiações, e em 1902 ele consegue caracterizá-las.
	Radiação	Símbolo	Massa 	Carga
	Alfa		4	+2
	Beta	β 	0	-1
Em 1906 Rutherford estuda o impacto exercido pelas partículas alfa sobre placas finas de ouro.
Uma fonte radioativa emite partículas alfa, que formam um feixe paralelo estreito.
A maior parte das partículas alfa atravessou a placa em sofrer nenhum desvio ou apenas uma pequena deflexão.Somente umas poucas partículas sofriam desvios com ângulos grandes, eventualmente 180°
Pensando em termos do modelo de Thomson, era possível explicar as pequenas deflexões, mas não era possível explicar as deflexões maiores.
Rutherford sabia que as partículas alfa eram íons He², com massa atômica de 4.E que a energia cinética das partículasalfa era muito grande.Assim ele deduziu que:
Para produzir um grande desvio de partículas tão energéticas o átomo deveria possuir uma força eletrostática colossal.E a força teria que ser exercida por um corpo com massa considerável.
A carga elétrica deveria estar confinada em uma região muito pequena do espaço: a maioria das partículas alfa não sofriam desvio porque “não acertavam o alvo”.Portanto, os átomos deveriam ser desuniformes com relação à distribuição de massa e de densidade de carga.
+
Desvios esperados das partículas alfa.(a) Átomo de Thomson: desvios pequenos.(b) Átomo de Rutherford: deflexões variando de pequenas a muito grandes.
(a)
(b)
Partindo destes pressupostos, Rutherford propôs seu modelo atômico, cujo os postulados são os seguintes:
O átomo consiste em um pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos.
O núcleo carrega toda a carga positiva e maior parte da massa do átomo.
Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares.
Modelo atômico de Rutherford
Pontos falhos no modelo:
Para que os elétrons descrevam órbitas circulares, eles teriam que estar constantemente acelerados em seu movimento em torno do núcleo.
De acordo com a mecânica clássica,todos os corpos acelerados irradiam energia na forma de radiação.Assim o elétron emitiria energia, e se moveria em espiral até atingir o núcleo.
Não explicava as linhas espectrais emitidas pelos átomos.
Espectros atômicos
 -Uma descarga elétrica passa através de uma região contendo um gás monoatômico.
 -Devido às colisões dos átomos da descarga com os elétrons, os átomos assumem um estado no qual a sua energia total é maior do a do átomo normal.Ao voltar ao seu estado normal, os átomos cedem seu excesso de energia, emitindo radiação eletromagnética.
 -A radiação é colimada pela fenda, então atravessa o prisma.
 -Então a radiação é decomposta em seu espectro de comprimentos de onda, que é gravado na chapa fotográfica.
 
Houve vários estudiosos que buscaram propor equações que descrevessem as linhas espectrais do átomo de hidrogênio.
Dentre eles estão:Balmer, Paschen, Lyman e Brackett. As equações que estes estudiosos proporam eram muito semelhantes.Assim todas elas foram combinadas em uma única equação, a equação de Rydberg.
 - Onde λ é o comprimento de onda da linha do espectro; m e n são números inteiros; e R é a constante de Rydberg(1,10 x 10ˉ² nmˉ¹).
Diagrama de níveis de energia do hidrogênio:transições de Paschen, Balmer e Lyman
Modelo Atômico de Bohr
Bohr desenvolveu um modelo que poderia explicar as linhas espectrais emitidas pelo átomo de hidrogênio.
Ele começou admitindo que um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons em seus átomos primeiro absorverem energia da eletricidade e posteriormente liberarem aquela energia na forma de luz.
As investigações sobre os espectros atômicos e o conhecimento sobre trabalhos de Planck,levaram Bohr a postular que o elétron se movimenta ao redor do núcleo em órbitas circulares e com energia bem definida.
Átomo de Bohr: órbitas circulares e estáveis
Segundo Bohr o átomo seria constituído de apenas um próton, que possui uma massa imensamente maior que a massa do elétron.
De acordo com seu modelo o elétron no átomo de hidrogênio percorre uma órbita circular de raio r ,concêntrica em relação ao núcleo.
Assim pode-se mostrar que de acordo com as leis de Newton e com os postulados de Bohr que as órbitas possuem energia fixa e quantizada.
Para que o elétron fique fixo na órbita é necessário que a força centrifuga seja igual à força coulombiana:
A partir da equação acima obtém-se que a velocidade é dada por:
Onde v é a velocidade do elétron em torno do núcleo. Assim fazendo a substituição nas equações de energia cinética e potencial, torna-se possível calcular a energia cinética e potencial em função do raio. Deste modo obtém-se as seguintes equações:
 
 Onde r é o raio e єം é a constante dielétrica.Naturalmente pode-se obter também a energia total.
Deste modo Bohr verificou que todas as grandezas são dependentes de r , então ele concluiu que a quantização de r implicaria na quantização de todas as grandezas.
Até agora Bohr não tinha obtido ainda uma resposta para a linhas discretas do átomo de hidrogênio, então ele foi forçado desenvolver a hipótese da quantização do momento angular, assim ele postulou que o momento angular deveria ser um múltiplo inteiro da constante de Planck.
Combinando esta equação com a equação do momento angular
 e elevando ambos os lados ao quadrado, obtemos que:
 
Onde rം é o raio de Bohr, substituindo r na equação para energia podemos obter a quantização de cada órbita.
O sinal de menos indica que é necessário ceder energia ao átomo para retirar elétrons.
Aplicando o mesmo método ao que foi feito a quantização da energia, é possível encontrar a equação para a freqüência em termos de números quânticos n:
Sendo que k e j são números inteiros, que descrevem órbitas consecutivas.Para um elétron passar j até k , o átomo de emitir energia em forma de luz, cuja a freqüência pode ser calculada, pela diferença de energia entre dois níveis, dada por:
Se k =1 e j =2, tem se que
Assim a freqüência de radiação associada no processo de transição é dada por:
A equação acima pode ser usada para obter a equação de Rydberg:
ou
A freqüência e o comprimento de onda são conectados pela velocidade da luz, como a seguir:
 
Comparando as duas últimas equações obtém-se a equação de Rydberg, que descreve as raias espectrais do átomo de hidrogênio>
Assim Bohr foi capaz de obter todos os comprimentos de onda no espectro do hidrogênio.
Assim Bohr propôs os seguintes postulados:
Um elétron descreve órbi
Periodicidade Química
As tríades de Döbereiner
Em 1829, o químico alemão Johann Döbereiner, analisando três elementos quimicamente semelhantes – cálcio(Ca), o estrôncio(Sr) e o bário(Ba) – percebeu uma relação simples entre suas massas atômicas: a massa do átomos de estrôncio apresenta um valor bastante próximo da media das massas atômicas do cálcio e do bário.
Ele também observou o mesmo efeito para outras tríades de elementos químicos, por exemplo, cloro/bromo/iodo e enxofre/selênio/telúrio.
Os químicos da época não se impressionaram muito com as observações de Döbereiner e estas passaram praticamente despercebidas. Seu mérito foi ter sido, aparentemente, o primeiro a mostrar relações entre elementos conhecidos.
O parafuso telúrico de Chancourtois
Em 1862, o geólogo francês Alexandre Chancourtois dispôs os elementos químicos conhecidos em ordem crescente de suas massas atômicas numa linha espiral em volta de um cilindro. Tal disposição ficou conhecida como parafuso telúrico de Chancourtois.
(Telúrico= relativo à Terra)
Ao redor do cilindro foram feitas dezesseis divisões, e os elementos com propriedades semelhantes apareciam uns sobre os outros em voltas consecutivas da espiral. Chancourtois estava sugerindo que as propriedades dos elementos estavam relacionadas ao número que o elemento ocupava na seqüência. As regularidades que ele encontrou não funcionavam para todos os elementos conhecidos e a idéia não recebeu muita atenção.
 
As oitavas de Newlands
Em 1864, o inglês John Newlands, um amantes da musica, organizou os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas em linhas horizontais, contendo sete elementos casa. O oitavo elementos apresentava propriedades semelhantes ao primeiro assim por diante, numa relação periódica que lembra a periodicidade das notas musicais.
A essa repetição de propriedades dentro da seqüência o químico inglês deu nome de lei das oitavas. Por buscar essa relação entre Química e Musica, Newlands sofreu o desprezo e o escárnio dos membros da Sociedade de Química de Londres. Ao apresentá-lo aos membros dessa entidade, um deles teria perguntado sarcasticamente se ele já teria tentadoorganizar os elementos na ordem alfabéticas das letras iniciais dos nomes.
Entretanto seu trabalho foi reconhecido cerca de duas décadas mais tarde por se um precursor das idéias de Mendeleev. O grande mérito de Newlands foi introduzir a idéia da periodicidade das propriedades dos elementos em função das massas atômicas.
Mendeleev: periodicidade e previsões
O russo Dimitri Mendeleev fez uma importante descoberta na historia da Ciência enquanto estava escrevendo um livro de Química. Ele registrou as propriedades de cada um dos elementos químicos conhecidos, que na época eram 63, em fichas de papel, cada ficha para um elemento. Manipulando as fichas, ena tentativa de encadear as idéias antes de escrever determinada parte da obra, Mendeleev percebeu algo extraordinário.
Ele organizou as fichas de acordo com a ordem crescente da massa dos átomos de cada elementos. Notou que nessa seqüência apareciam, a intervalos regulares, elementos com propriedades semelhantes, de modo similar ao que Newlands fizera.
Em 1869, Mendeleev pôde organizar os elementos em uma tabela, na qual aqueles com propriedades semelhantes apareciam numas mesma coluna. Elaborando melhor sua descoberta , ele percebeu que pareciam estar faltando alguns elementos para que ela fosse completa. Mendeleev resolveu, então, deixar alguns locais em branco nessa tabela, julgando que algum dia alguém descobriria novos elementos químicos que pudessem ser encaixados nesses locais, com base em suas propriedades. Ele chegou, até, a prever algumas das propriedades que esses elementos teriam.
Em 1871, ele publicou uma versão aprimorada de seu trabalho. 
O grande mérito do químico russo foi o de fazer uma extensiva organização dos elementos com base em suas propriedades, realizar pequenos ajustes necessários e deixar locais para elementos que poderiam existir mas que ainda na haviam sido descobertos.
Moseley e o número atômico
Em 1913 e 1914, o inglês Henry Moseley fez importantes descobertas trabalhando com uma complexa técnica envolvendo raios X. Ele descobriu uma característica numérica dos átomos de cada elemento que ficou conhecida com número atômico e que posteriormente foi associada ao número de prótons 
De modo geral, muitas propriedades dos elementos químicos variam periodicamente com o aumento de seus números atômicos (portanto, ao longo dos períodos da Tabela Periódica), atingindo valores máximos e mínimos em colunas bem definidas da Classificação Periódica, sendo então chamadas de PROPRIEDADES PERIÓDICAS. Como exemplo, podemos citar o raio atômico, o volume atômico a densidade absoluta, as temperaturas de fusão e de ebulição, etc. Esse fato costuma ser traduzido pela Lei da Periodicidade de Moseley. 
Lei Periódica: estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades.
Propriedades Aperiódicas: são aquelas cujos valores numéricos crescem ou decrescem à medida que o número atômico aumenta. 
- Massa Atômica: sempre aumenta com o aumento do número atômico. 
- Calor Específico: o calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.
Exceções à regra do octeto
Hélio: estável com 2 elétrons na camada de valência.
Berílio: estável com 4 elétrons na camada de valência.
Boro: estável com 6 elétrons na camada de valência.
Fósforo na molécula PCl5: estável com 10 elétrons na camada de valência.
Enxofre na molécula SF6: estável com 12 elétrons na camada de valência.
Propriedades Periódicas
São aquelas que se repetem de período em período.
 Raio atômico
Qual é o tamanho de um átomo?
Esta não é uma questão fácil de ser respondida. Embora a nuvem eletrônica de um átomo se estenda a um nó no infinito o conceito do átomo infinitamente grande não é certamente útil. Algumas vezes o tamanho de um átomo é arbitrariamente definido como o tamanho da superfície-limite que contém a maior parte, digamos 90%, de sua carga eletrônica total. Contudo, uma medida experimental segura do tamanho atômico é mais proveitosa.
Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.
Se os átomos comparados tiverem o mesmo número de níveis (camadas), usaremos:
Números de prótons ( número atômico Z ): o átomo que apresentar o maior número de prótons exerce uma maior atração sobre os seus elétrons, o que ocasiona uma diminuição do seu tamanho (atração núcleo-elétron).
Ao longo de um determinado período da tabela periódica, o número quântico principal é constante, mas à medida que a carga do núcleo aumenta, os elétrons de valência tendem a ser atraídos para mais perto do núcleo e os átomos tendem a ficar menores.
Os raios dos íons positivos (cátions) são sensivelmente menores que os raios dos átomos neutros correspondentes. O fato explica-se pela perda de elétrons, que diminui a repulsão na nuvem eletrônica, determinado seu encolhimento. Além disso, a perda de elétrons muitas vezes significa perda da última camada. Por outro lado, os íons negativos (ânions) são sensivelmente maiores que os átomos neutros correspondentes. Isso se justifica não só pelo aumento de repulsão que se verifica na nuvem eletrônica, como também por certo aumento no efeito de blindagem (efeito “isolante”), que a adição de elétrons, mesmo no último nível, determina. 
Nos períodos 4,5 e 6 o decréscimo nos raios atômicos ao longo do período é moderado pela intervenção da série dos elementos de transição. Por quê?
A estruturação de configurações eletrônicas da série dos elementos de transição é caracterizada por um aumento gradual do número de elétrons na segunda camada externa (n-1), e não na camada de valência, n. uma vez que os elétrons são colocados em (n-1)d, entre o núcleo e a camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Este efeito protetor reduz a carga nuclear efetiva mantendo os elétrons de valência do átomo. Portanto, ao longo da série dos elementos de transição, o raio atômico não decresce tão rapidamente como nas séries dos elementos representativos. No final da série dos elementos de transição, a subcamada (n-1)d se aproxima de sua população máxima, 10 elétrons, aumen6tando o efeito de blindagem; conseqüentemente, as repulsões inter-eletrônicas entre a camada (n-1) e a camada de valência acarretam um menor aumento no tamanho.
Contração lantanídica: percorrendo a série dos lantanóides, os elétrons são adicionados à subcamada (n-2)f, enquanto aumenta, simultaneamente, a carga nuclear. O aumentos do efeito de blindagem dos elétrons da subcamada f compensa quase completamente o aumento da carga nuclear, resultando numa pequena contração através da série.
De um lantanóide para o próximo, o aumento do efeito de blindagem exercido pelos elétrons da camada interna resulta num aumento da carga nuclear. Assim, a contração do raio é de 0,001nm de um átomo para o outro, mas como eles são 14 elementos na série, a contração é de 0,013nm. Esta contração total é significativa e é denominada contração lantanídica.
Raio iônico: Os raios dos íons positivos (cátions) são sensivelmente menores que os raios dos átomos neutros correspondentes. O fato explica-se pela perda de elétrons, que diminui a repulsão na nuvem eletrônica, determinado seu encolhimento. Além disso, a perda de elétrons muitas vezes significa perda da última camada. Por outro lado, os íons negativos (ânions) são sensivelmente maiores que os átomos neutros correspondentes. Isso se justifica não só pelo aumento de repulsão que se verifica na nuvem eletrônica, como também por certo aumento no efeito de blindagem (efeito “isolante”), que a adição de elétrons, mesmo no último nível, determina. 
O tamanho efetivo de um átomo depende de vários fatores, e seu tamanho é alterado com as transformações que o cercam.
Energia de Ionização
Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétronpode se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo (atingindo o nível n= infinito), originando um íon positivo. (O elétron mais facilmente removível é aquele menos firmemente preso ao núcleo, e o de mais alta energia.) A ionização é um processo de formação de um íon positivo pela remoção de um elétron. A energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no seu estado fundamental. (Uma vez que um átomo isolado está livre da influência de átomos vizinhos, o temo implica um átomo no estado gasoso). A energia de ionização é a energia necessária para provocar o seguinte processo:
X0(g) + energia ® X+(g) + e-
A remoção do primeiro elétron, que é o mais afastado do núcleo, requer uma quantidade de energia denominada primeira energia de ionização (1a E.I.) e assim sucessivamente. De maneira geral podemos relacionar a energia de ionização com o tamanho do átomo, pois quanto maior for o raio atômico, mais fácil será remover o elétron mais afastado (ou externo), visto que a força de atração núcleo-elétron será menor. 
Generalizando: quanto maior o tamanho de átomo, menor será a primeira energia de ionização.
Em geral, a carga nuclear aumenta através o período e os elétrons da camada de valência são atraídos mais fortemente para o núcleo. Conseqüentemente, mais energia é necessária para remover um elétron do átomo. Em outras palavras, a primeira energia de ionização tende a aumentar através de um período.
Logo, a 1ª E.I. na tabela periódica varia de modo inverso ao raio atômico.
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
Este processo é normalmente acompanhado por uma liberação de energia, e tal quantidade mede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. A afinidade eletrônica de um átomo é definida como a quantidade de energia,∆H , envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo. Quando um átomo tende a ganhar um elétron, energia é liberada e, assim, a quantidade ∆H para o processo é negativa. Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo em receber o elétron. 
 X˚(g) + e- ® X-(g) + energia
Infelizmente, a medida experimental de afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores são conhecidos apenas para alguns elementos químicos. Além disso, essa propriedade não é definida para os gases nobres.
Se para afastar um elétron de um átomo é necessário fornecer-lhe energia, para adicionar um elétron a um átomo neutro é necessário retirar-lhe energia. Quando se adiciona um elétron a um átomo neutro, isolado (individualizado), no estado gasoso e no mais baixo estado energético (estado fundamental), ocorre a liberação de uma certa quantidade de energia. A essa energia dá-se o nome de AFINIDADE ELETRÔNICA. 
A exemplo do potencial de ionização podemos falar, genericamente, em segunda afinidade eletrônica, terceira afinidade eletrônica, etc. 
Porém, a afinidade eletrônica só apresenta aplicações práticas para os não-metais, pois seus átomos tendem a receber elétrons. Para os metais é muito difícil medir a eletroafinidade, porque seus átomos não tendem a receber elétrons, isto é, não ficarão estáveis ao receberem elétrons. 
Essa variação se explica pela distância entre o elétron e o núcleo: quanto menor o raio, mais energia deverá perder. Portanto, a afinidade eletrônica tem uma variação paralela, mas inversa ao raio. 
Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica 
Eletronegatividade
É a tendência que apresenta um átomo de receber elétrons e formar um íon negativo
A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração tem uma relação com o RAIO ATÔMICO: Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. Também não é definida para os gases nobres.
 A eletronegatividade é uma propriedade que resulta da ação conjunta da energia de ionização e da eletroafinidade, mede a tendência relativa que um átomo possui de atrair elétrons e se torna mais perceptível quando o átomo está participando de uma ligação química. Coube a Linus Pauling criar uma escala arbitrária para medir essa tendência, que é relativa, pois é estabelecida comparativamente. Na escala de Pauling, ao elemento mais eletronegativo (o flúor) foi atribuída eletronegatividade 4,0. As demais são determinadas em função dessa, correspondendo ao elemento menos eletronegativo (o césio) o valor 0,7.
Essa variação ocorre de maneira inversa ao raio atômico, isso se explica pelo fato de que átomos pequenos atraem elétrons mais eficazmente que átomos grandes. Assim, quanto menor o raio atômico, maior a eletronegatividade 
Eletropositividade ou Caráter Metálico
Eletropositividade ® é a tendência que um átomo tem de perder elétrons, originando cátions.
Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois uma de suas características é a grande capacidade de perder elétrons. Entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade, há uma relação genérica, uma vez que quanto maior o tamanho do átomo, menor a atração núcleo-elétron e, portanto, maior a sua facilidade em perder elétrons. Também não está definida para os gases nobres.
Reatividade
A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade. 
Observações:
• É fato que um átomo pequeno atrai elétrons mais facilmente que um átomo grande. 
• Os gases nobres, em condições naturais, são estáveis e não se ligam a nenhum outro átomo. Devido a esse fato, poderemos dizer que os gases nobres apresentam eletronegatividade e eletroafinidade nulas. 
• A propriedade inversa a eletronegatividade recebe o nome de eletropositividade 
Pela figura podemos observar que:
a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)
b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS 
As propriedades físicas são determinadas experimentalmente, mas, em função dos dados obtidos, podemos estabelecer regras genéricas para sua variação, considerando a posição do elemento na tabela periódica 
Densidade Absoluta
Densidade Absoluta
Chama-se DENSIDADE ABSOLUTA (d) ou massa específica de um elemento ao quociente entre sua massa (m) e seu volume (v). Portanto: d = m/v. 
Numa família, a densidade absoluta varia no mesmo sentido que o volume.
Num período, a densidade absoluta varia no sentido oposto dos volumes atômicos; isso é explicável, pois pela fórmula d = m/v, quanto menor o volume maior deverá ser a densidade. 
Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela, sendo o Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).
*** A tabela apresenta densidade obtida a 0 ° C e 1 atm.
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos), IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da tabela.
De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores PF e PE estão situados na parte inferior.
Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE crescem das extremidades para o centro da tabela.
Entre os metais o tungstênio (W) é o que apresenta o maior PF: 5900 ° C. Uma anomalia importante ocorre com o elemento químico carbono (C),um ametal: Ele tem uma propriedade de originar estruturas formadas por um grande número de átomos, o que faz com que esse elemento apresente elevados pontos de fusão ( PF =3550 ° C)
Volume Atômico 
Chama-se VOLUMEATÔMICO de um elemento o volume ocupado por 1 mol (6,02 x10²³ átomos) do elemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume de um átomo mas o volume de um conjunto de átomos, conseqüentemente, no volume influem não só o volume individual de cada átomo, como também o espaçamento existente entre os átomos.
. 
 Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com o número atômico. 
 Num período, à esquerda da linha pontilhada, o volume atômico acompanha o raio atômico; já à direita da linha pontilhada a variação é oposta porque, nos elementos aí situados (principalmente nos não-metais), o “espaçamento” entre os átomos passa a ser considerável.
Referências Bibliográficas
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