O que é periodicidade química? - Ciência - 2023

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o periodicidade química É uma tendência ou padrão que os elementos químicos exibem para um conjunto de suas propriedades químicas e físicas. Torna-se uma espécie de parentesco, que foi um guia fundamental para os pais da química organizarem e classificarem todos os elementos da tabela periódica agora conhecida.

Os 118 elementos existentes (entre naturais e artificiais) guardam, em grau diferente, uma relação entre si que os define em famílias ou grupos. A princípio, isso nos permitiu descrever as reatividades dos elementos, bem como o tipo de compostos que eles formam; e melhor ainda, para prever as propriedades daqueles que ainda não haviam sido descobertos.

Então, com o passar do século 20 e o progresso da física, essas propriedades foram correlacionadas com a estrutura eletrônica do átomo. É assim que os elétrons marcam a periodicidade química com respeito aos elementos, mas não tanto por seus isótopos e estabilidades relativas.


Graças à periodicidade química é possível entender porque os elementos estão posicionados no mesmo grupo da tabela periódica. Da mesma forma, permite a previsão de propriedades químicas, e até físicas, entre elementos de diferentes massas atômicas.

Padrões e grupos

A periodicidade química é observada, como era de se esperar, nas propriedades periódicas. Estes são caracterizados pela tendência dos seus valores à medida que são avaliados ao longo de um período ou grupo da tabela periódica.

Um ziguezague, uma serra ou uma montanha íngreme podem ser escolhidos para fins de comparação: com subidas e descidas. Ou seja, as propriedades periódicas oscilam tendo mínimos e máximos para certos elementos. E as posições relativas desses elementos correspondem, brilhantemente, com a localização em seus respectivos grupos.


É por isso que a periodicidade química é útil para analisar em termos de grupos; no entanto, os períodos são essenciais para uma visão completa da tendência.

Você verá com os seguintes exemplos de periodicidade na química, que não brilha apenas nas propriedades periódicas, mas também nos compostos inorgânicos e até orgânicos.

Energia de ionização

A energia de ionização, EI, é uma das propriedades periódicas mais proeminentes. Quanto maior o átomo de um elemento, mais fácil será remover um de seus últimos elétrons; isto é, os de Valência. Portanto: átomos com raios pequenos terão EI grande, enquanto átomos com raios grandes terão EI pequeno.

Observe, por exemplo, na imagem acima que os elementos Li, Na e K possuem os menores EI, por isso estão localizados nos vales ou fundos do gráfico. Enquanto isso, os elementos He, Ne e Ar encontram-se nos picos ou pontos mais altos, pois seus EI são muito grandes em relação aos outros elementos.


Os elementos Li, Na e K pertencem ao grupo dos metais alcalinos, caracterizado pelo baixo EI. Por outro lado, os elementos He, Ne e Ar correspondem aos gases nobres, com EI muito alto, pois seus átomos são os menores entre todos os elementos para o mesmo período da tabela periódica.

Assim, a periodicidade química indica que o EI diminui ao descer um grupo, mas aumenta ao longo de um período da esquerda para a direita.

Hidretos de bloco p

Um exemplo de periodicidade química fora das propriedades periódicas é visto nos hidretos dos elementos de bloco p.

Por exemplo, o grupo 15 é composto pelos elementos N, P, As, Sb e Bi. Se amônia, NH3, possui nitrogênio com número de oxidação +3, de modo que se espera, por simples periodicidade, que os demais elementos também apresentem hidretos semelhantes. E de fato é: NH3, PH3, Cinza3, SbH3 e BiH3.

Outro caso semelhante ocorre com o grupo 16. O hidreto de oxigênio é H2Ou a água. É de se esperar, novamente, que os elementos S, Se, Te e Po possuam hidretos com as mesmas fórmulas, mas com propriedades abissalmente diferentes. E assim é: H2S, H2Se, H2Te e H2Po. Isso se deve à periodicidade química.

Talvez o exemplo mais impressionante sejam os hidretos de carbono, silício e germânio. Hidreto de carbono é CH4, e o do silício, SiH4. O germânio, previsto por Mendeleev sob o nome de eka-silício (Es), deve ter por periodicidade um hidreto com a fórmula GeH4; Esta previsão foi confirmada após sua descoberta e estudos posteriores.

Moléculas de halogênio

Se o flúor estiver no estado elementar como molécula F2, então deve-se assumir que os outros halogênios (Cl, Br, I e At) também estão formando moléculas diatômicas. E assim é, sendo as moléculas Cl2, Br2 e eu2 o mais conhecido.

Óxidos e sulfetos

Analogamente conforme mencionado com hidretos de bloco p, os óxidos e sulfetos para elementos do mesmo grupo apresentam uma espécie de correspondência em suas respectivas fórmulas químicas. Por exemplo, óxido de lítio é Li2Ou, os óxidos para os outros metais alcalinos ou grupo 1 sendo: Na2OK2O, Rb2O e Cs2OU.

Isso se deve ao fato de que em todos eles existem metais com número de oxidação +1, interagindo com um ânion O2-. O mesmo acontece com seus sulfetos: Li2S, Na2S, etc. No caso dos metais alcalino-terrosos ou do grupo 2, as fórmulas de seus óxidos e sulfetos são, respectivamente: BeO e BeS, MgO e MgS, CaO e CaS, SrO e SrS, BaO e BaS.

Esta periodicidade também se aplica (em parte) aos óxidos dos elementos do bloco p: CO2, Sim2, GeO2, B2OU3, Al2OU3, Ga2OU3etc. No entanto, para os elementos do bloco d ou outros do bloco p, a referida periodicidade torna-se mais complicada devido aos números de oxidação mais elevados possíveis para o mesmo elemento.

Por exemplo, cobre e prata pertencem ao grupo 11. Um tem dois óxidos: CuO (Cu2+) e cu2O (Cu+); enquanto o outro tem apenas um: AgO (Ag+).

Hidrocarbonetos e silanos

Tanto o carbono quanto o silício têm a capacidade de formar ligações C-C ou Si-Si, respectivamente. As ligações C-C são muito mais estáveis, de modo que as estruturas dos hidrocarbonetos podem se tornar desproporcionalmente mais numerosas e variadas do que as de suas contrapartes de silano.

Essa conclusão se deve novamente à periodicidade química. Por exemplo, etano, CH3CH3 ou C2H6 tem sua contraparte disilano, SiH3Se H3 ou sim2H6.

Referências

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