Elas são características dos elementos químicos que variam de maneira sistemática conforme sua posição na Tabela Periódica. Essa variação ocorre devido à organização dos elementos em períodos (linhas horizontais) e grupos (colunas verticais), que refletem semelhanças e diferenças em suas configurações eletrônicas.
Essas propriedades são chamadas "periódicas" porque seguem padrões que se repetem regularmente na tabela, permitindo identificar tendências ao longo dos períodos e grupos.
Essas propriedades ajudam a prever o comportamento químico dos elementos e sua capacidade de formar ligações, tornando-se importante para compreender reações químicas.
Entre os principais estão:
Raio Atômico
O raio atômico é a distância entre o núcleo de um átomo e a camada mais externa de elétrons.
Na tabela periódica, aumenta de cima para baixo em um grupo, pois novos níveis de energia (camadas eletrônicas) são adicionados, aumentando o tamanho do átomo.
Também diminui da esquerda para a direita em um período, devido ao aumento da carga nuclear efetiva (ZefZ_{\text{ef}}Zef), que atrai os elétrons para mais perto do núcleo.
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Unidade: Picômetros (pmpmpm) ou nanômetros (nmnmnm).
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Fórmula associada: Zef=Z−SZ_{\text{ef}} = Z - SZef=Z−S, onde ZZZ é o número atômico e SSS é o número de elétrons em camadas internas que atuam como blindagem.
Energia de ionização
A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado gasoso.
Ela diminui de cima para baixo na tabela periódica, em um grupo, pois o aumento do raio atômico reduz a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos.
Aumenta da esquerda para a direita em um período, devido ao aumento da carga nuclear efetiva.
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Unidade: Eletronvolts (eVeVeV) ou Joules (JJJ).
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Exemplo:
1ª energia de ionização do H: 1312 kJ/mol1312 \, kJ/mol1312kJ/mol.
Fórmula associada:
E=−Z2Rn2E = -\frac{Z^2 R}{n^2}E=−n2Z2R, onde ZZZ é o número atômico, RRR é a constante de Rydberg, e nnn é o nível de energia.
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica é a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no estado gasoso captura um elétron, formando um ânion.
Diminui de cima para baixo em um grupo na tabela periódica, pois os elétrons adicionais ficam mais distantes do núcleo.
Aumenta da esquerda para a direita em um período, com exceção dos gases nobres, que possuem configuração estável e afinidade próxima de zero.
Eletropositividade
A eletropositividade é a tendência de um átomo perder elétrons e formar cátions.
Aumenta de cima para baixo em um grupo, devido ao aumento do raio atômico e à diminuição da energia de ionização. Diminui da esquerda para a direita em um período, pois o aumento da carga nuclear efetiva dificulta a perda de elétrons. Exemplo: Os metais alcalinos são os mais eletropositivos.
Eletroafinidade
A eletroafinidade é a capacidade de um átomo atrair elétrons para si em uma ligação química.
Diminui de cima para baixo em um grupo, devido ao maior afastamento entre os elétrons e o núcleo. Aumenta da esquerda para a direita, com os não metais (como o flúor) sendo os mais eletronegativos.
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Escala: Usualmente medida pela Escala de Pauling.
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Exemplo: Flúor (FFF) tem eletroafinidade de 3,983,983,98 na escala de Pauling.
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Ponto de fusão e ebulição
Refletem a energia necessária para romper ligações em um elemento no estado sólido ou líquido.
Geralmente, aumenta de baixo para cima em um grupo entre os metais. Variam ao longo de um período, atingindo valores máximos nos elementos do grupo 14 e decaindo entre os não metais.
