Tendências periódicas: como variam o raio atômico, a eletronegatividade e a energia de ionização

Duas ideias por trás de cada tendência

Quase toda tendência vem de dois efeitos. O primeiro é a carga nuclear. Ao longo de um período, cada elemento tem um próton a mais, então o núcleo puxa com mais força os elétrons. Os elétrons adicionados à mesma camada blindam pouco uns aos outros, então os elétrons externos sentem uma atração mais forte, chamada carga nuclear efetiva, da esquerda para a direita.

O segundo é o número de camadas. Descendo em um grupo, cada elemento tem uma camada ocupada a mais, então os elétrons externos ficam mais longe do núcleo e são blindados por mais elétrons internos. Eles são mantidos com menos força, mesmo que o núcleo tenha mais prótons.

Raio atômico

O raio atômico mede o tamanho de um átomo. Ao longo de um período ele geralmente diminui, porque a atração mais forte puxa a nuvem eletrônica para dentro. Descendo em um grupo ele aumenta, porque cada nova camada fica mais afastada. Os íons positivos são menores que seus átomos, e os íons negativos são maiores.

Os metais alcalinos mostram bem a tendência dos grupos nos dados deste site: lítio 182 pm, sódio 227 pm, potássio 275 pm, rubídio 303 pm e césio 343 pm. Os valores do raio dependem de como são medidos (raios covalentes, metálicos ou de van der Waals), então tabelas diferentes trazem números diferentes, e a tendência ao longo de um período é um padrão geral, e não perfeitamente regular.

Eletronegatividade

A eletronegatividade mede com que força um átomo atrai os elétrons compartilhados em uma ligação química. Na escala de Pauling, ela aumenta ao longo de um período e diminui descendo em um grupo.

No período 2, ela sobe do lítio (0,98), passando pelo carbono (2,55) e pelo oxigênio (3,44), até o flúor (3,98), o elemento mais eletronegativo. Descendo no grupo 17, ela cai do flúor para o cloro (3,16), o bromo (2,96) e o iodo (2,66). Os valores mais baixos estão no canto inferior esquerdo, como o césio, com 0,79. O hélio, o neônio e o argônio não têm valor porque não formam compostos estáveis.

A diferença de eletronegatividade prevê o tipo de ligação. Uma diferença grande, como entre o sódio (0,93) e o cloro (3,16), gera uma ligação iônica, enquanto uma diferença pequena gera uma ligação covalente.

Energia de ionização

A energia de ionização é a energia necessária para remover o elétron mais externo de um átomo na fase gasosa. Ela aumenta ao longo de um período, porque os elétrons são mantidos com mais firmeza, e diminui descendo em um grupo, porque o elétron externo fica mais longe do núcleo.

Ao longo do período 3, ela sobe de 5,139 eV no sódio para 15,76 eV no argônio, e descendo no grupo 1 ela cai de 5,392 eV no lítio para 3,894 eV no césio. O hélio tem a maior primeira energia de ionização de todos os elementos, 24,587 eV. Há pequenas quedas no caminho: o boro tem valor menor que o berílio porque seu elétron externo está em uma subcamada 2p, de energia mais alta, e o oxigênio tem valor menor que o nitrogênio porque seu quarto elétron 2p compartilha um orbital, onde a repulsão facilita a remoção.

Caráter metálico e reatividade

O caráter metálico descreve a facilidade com que um átomo perde elétrons. Ele segue o padrão oposto ao da energia de ionização: diminui ao longo de um período e aumenta descendo em um grupo. É por isso que os elementos mais metálicos, como o césio e o frâncio, ficam no canto inferior esquerdo, e os mais ametálicos, como o flúor e o oxigênio, ficam no canto superior direito.

A reatividade decorre dessas tendências, mas depende do grupo. Os metais alcalinos ficam mais reativos descendo no grupo porque seu único elétron de valência é mais fácil de perder: o lítio reage de forma constante com a água, enquanto o potássio reage violentamente. Os halogênios ficam menos reativos descendo no grupo porque átomos maiores atraem um elétron extra com menos força, então o flúor é o halogênio mais reativo.