Guilherme andrade Marson Erick Montagna leila cardoso teruya · 1 Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE10 10 t Ó pico Guilherme andrade Marson Erick Montagna leila cardoso teruya

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Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10

10 tÓpi

co

Guilherme andrade Marson Erick Montagna

leila cardoso teruya

Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE

10.1 introdução10.2 a estrutura eletrônica dos átomos

Radiação eletromagnética10.2.1 o efeito fotoelétrico10.2.2 Espectro atômico e o átomo de Bohr10.2.3 Elétron: onda ou partícula?10.2.4 uma nova mecânica para o átomo10.2.5 descrevendo a eletrosfera10.2.6 configurações eletrônicas10.2.7 a tabela periódica

10.2.7.1.1 Visão geral da tabela periódica10.2.7.1.2 Evolução histórica e a lei periódica10.2.7.1.3 a tabela periódica moderna10.2.7.2 propriedades periódicas dos Elementos

10.2.7.2.1 tamanho dos átomos: raio atômico e raio iônico10.2.7.2.2 Energia de ionização10.2.7.2.3 afinidade eletrônica 10.2.7.2.4 Eletronegatividade

Priscila

dúvida

A partir do texto não consegui encontrar o item 10.2.7.1, mas a numeração ficou estranha. Favor verificar com o autor se está correta.

2

aMBiEntE na tErra Química

10.1 IntroduçãoOs experimentos com colisão de partículas em tubo de raios catódicos reforçam o modelo

de Rutherford, mas apresentam limitações que não permitem responder a algumas questões:

Como se dá a ligação entre os átomos?

Por que elementos químicos diferentes têm diferentes propriedades físicas e químicas?

Assim, o estudo da eletrosfera, sobretudo da organização dos elétrons, é necessário para

compreender a estrutura do átomo e os fenômenos que ali ocorrem, de modo que se possa

responder às perguntas acima. Esta investigação é baseada principalmente no estudo da luz

emitida e absorvida pelos materiais em determinadas circunstâncias. Isso será fundamental para

entender a tabela periódica e as ligações químicas.

10.2 A estrutura eletrônica dos átomosRadiação eletromagnética

A compreensão do elétron se deu em princípio pela compreensão da natureza dos espectros

atômicos. Estes eram, em sua origem, conjuntos de linhas ou bandas, produzidas em filme

fotográfico pela radiação que atravessava um refrator de vidro após ter sido emitida por átomos

elétrica ou termicamente excitados. Entretanto, para se compreender a natureza dos espectros

atômicos, é preciso entender a radiação eletromagnética.

Todo tipo de radiação eletromagnética pode ser descrito em termos ondulatórios. A ca-

racterização de qualquer onda requer a determinação do seu comprimento de onda e da sua

frequência. O comprimento de onda, simbolizado pela letra grega lambda “l”, é a distância

entre dois pontos idênticos adjacentes da onda, e é medido em metros. A frequência é o número

de cristas das ondas que passam por um dado ponto por unidade de tempo, sendo representada

pelo símbolo n (letra grega "ni") e expressa em ciclos por segundo ou apenas como s−1 ciclos

(equivale também à unidade hertz, Hz). Uma onda que se propaga numa dada velocidade tem

seu comprimento de onda e frequência relacionados entre si pela velocidade de propagação da

onda (c), de acordo com a equação c=l.n. Segundo essa expressão, portanto, comprimento de

onda e frequência são inversamente proporcionais entre si.

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Já a radiação eletromagnética é a energia presente nos campos elétricos e magnéticos, que

variam repetidamente. Um exemplo de radiação eletromagnética é a luz visível ao olho humano.

Ela tem comprimentos de onda que variam, aproximadamente, de 4,0 × 10−7 m (violeta) a

7,5 × 10−7 m (vermelho). Em frequência, este intervalo é da ordem de 7,5 × 1014 Hz (violeta)

a 4,0 × 1014 Hz (vermelho).

10.2.1 O efeito fotoelétrico

A incidência de radiação eletromagnética de

determinada energia na superfície de um metal

(eletrodo negativo) dentro de um tubo de vácuo

provoca a projeção de elétrons do metal e cria

uma corrente elétrica proporcional à intensidade

da radiação incidente. Este fenômeno é conhecido

como efeito fotoelétrico e tinha sido satisfatoria-

mente explicada com a teoria ondulatória clássica

da luz. (Figura 10.1).

Quando uma luz de alta energia atinge o metal,

os elétrons são removidos da sua superfície e se des-

locam rumo ao eletrodo positivo. Origina-se uma

corrente elétrica, que pode ser medida e associada à intensidade e ao comprimento de onda da

radiação eletromagnética incidente. O que se sabe desse fenômeno é que:

1. Somente a luz de alta energia (comprimento de onda curto) é capaz de mover os elé-

trons. O tempo de incidência da luz e sua intensidade não interferem no processo. Este

comprimento de onda é diferente para os diferentes metais.

2. O que aumenta com a intensidade da luz é a corrente elétrica. No entanto, ela não depen-

de da cor da luz, desde que o comprimento de onda seja curto (alta energia) o suficiente.

A explicação para o efeito fotoelétrico foi dada por meio do conceito de fóton, definido

como uma quantidade discreta de energia eletromagnética. A energia de cada fóton pode ser

transferida para um único elétron durante uma colisão. Quando a intensidade da luz é aumenta-

da, o número de fótons que atinge uma determinada área por segundo é aumentado. Assume-se,

então, que uma partícula de luz que atinge um elétron perto da superfície do metal fornece sua

Figura 10.1: Uma célula fotoelétrica consiste de um tubo de vidro evacuado com dois eletrodos aos quais se aplica uma tensão variada. A incidência de radiação no eletrodo negativo provoca a geração de corrente, que pode ser medida conectando-se a célula num circuito externo. Foi muito utilizado como fotômetro, isto é, um sensor que converte a intensidade luminosa num sinal elétrico. / Fonte: CEPA

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energia ao elétron. Se essa energia é igual ou superior ao necessário para liberar o elétron, ele

pode escapar e encontrar o receptor fotoelétrico. Este estudo rendeu à Albert Einstein o prêmio

Nobel de física de 1921.

10.2.2 Espectro atômico e o átomo de Bohr

Quando se submete o gás em um tubo de vácuo a pressões muito baixas e à corrente

elétrica, esse gás emite luz, que, ao se dispersar por um prisma, forma linhas (Figura 10.2). Por

isso, a emissão de espectro é um conjunto de linhas brilhantes. As linhas podem ser gravadas

fotograficamente, e o comprimento de onda da luz que produziu cada linha pode ser calculado

a partir da posição da linha na fotografia. Esse fenômeno é chamado espectro de emissão. O

mesmo pode ser feito com luz branca no lugar de corrente elétrica. Em vez de emitir uma luz,

haverá a absorção de porções do espectro dessa luz branca. Disto resulta um espectro de absorção.

Em ambos os casos, somente certos comprimentos de onda são emitidos ou absorvidos. Cada

elemento exibe seu próprio conjunto característico de linhas em seu espectro de absorção ou

de emissão, ou seja, espectro é um identificador único de um material. As versões modernas dos

métodos espectroscópicos revolucionaram a identificação da composição qualitativa e quantita-

tiva dos materiais, sobretudo a partir da década de 1930.

Figura 10.2: Espectros atômicos de alguns elementos na região visível de comprimentos de onda. (a) H, Hg e NE: note como o número de linhas e os respectivos comprimentos de onda são característicos de cada elemento. (b) Espectro de absorção para o hidrogênio (H). Note que as linhas de absorção coincidem com as linhas de emissão em (a) Isto indica que os fenômenos de emissão e absorção envolvem as mesmas quantidades de energia. / Fonte: CEPA

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Diversos estudos mostraram que os comprimentos de onda das várias linhas no espectro de

hidrogênio podiam ser relacionados pela equação de Balmer-Rydberg:

onde R é 1,097 × 107 m−1 (constante de Rydberg). Os n’s são positivos inteiros, e n1 é menor

do que n2.

Essa equação matemática descreve os fenômenos observados, mas não os explica. A expli-

cação foi proposta pelo físico dinamarquês Neils Bohr, que propôs que a energia eletrônica é

quantizada, isto é, somente certos valores de energia eletrônica são possíveis. Ou seja, os elétrons

podem ocorrer apenas em certas órbitas fixas, e eles absorvem e emitem energia em quantidades

fixas quando mudam de órbita. Cada órbita, então, corresponde a um nível definido de energia

para o elétron. As linhas espectrais seriam então explicadas da seguinte forma:

Ao absorver uma quantidade definida de energia dada pelo comprimento de onda corres-

pondente a uma linha do espectro de absorção, um elétron é levado de um nível de energia

mais baixo para um mais alto.

Ao emitir esta mesma quantidade de energia, o elétron volta ao nível de energia original, emitin-

do radiação que corresponde exatamente à mesma linha espectral, porém, no espectro de emissão.

A Figura 10.3 ilustra esquematicamente essa dinâmica do elétron, denominada transições

eletrônicas, as quais podem ser graficamente

representadas num diagrama de energia.

Os valores de n1 e n

2 na equação de Balmer-

Rydberg identificam os níveis de energia

inferior e superior, respectivamente, dessas

transições eletrônicas.

1 1 11 2λ

= −

R

n n

Figura 10.3: Diagramas de energia para a eletrosfera. A figura A é uma representação do modelo clássico, em que há um continuum de energia, que admite qualquer transição. A figura B é uma rep-resentação quantizada tal qual proposto por Bohr, em que apenas algumas transições são permitidas. À direita da figura B, há uma representação gráfica da associação entre os níveis de energia e a eletrosfera de um átomo: o raio de cada órbita é proporcional a n2. O ponto preto representa o núcleo. As setas no diagrama indicam transições eletrônicas de emissão e absorção. Como é possível calcular apenas as energias associadas à transição dos elétrons entre as órbitas, a escala de energia do diagrama é arbitrária e orientada negativamente a partir do núcleo, isto é, como o núcleo positivo atrai os elétrons negativos, são necessárias energias maiores para afastá-los a distâncias maiores do núcleo. Transições em direção ao núcleo têm valor negativo, pois emitem energia. / Fonte: CEPA

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Na maioria dos átomos, as diferenças de energia entre níveis correspondem à energia de

comprimentos de onda da luz visível. Por isso, cores associadas a transições eletrônicas em

tais elementos podem ser observadas pelo olho humano. A beleza dos fogos de artifício, por

exemplo, é fruto das emissões destes associadas a esse tipo de transição.

O trabalho de Bohr foi uma contribuição fundamental para compreender o átomo divisível.

O conceito de quantização mostrou-se uma peça chave para explicar parcialmente as manifesta-

ções físicas do comportamento da eletrosfera. Mesmo assim, questões importantes continuavam

por ser respondidas.

10.2.3 Elétron: onda ou partícula?

A luz pode ser descrita como onda e como partícula, o fóton. Elétrons e outras partículas

do universo atômico também podem exibir propriedades de onda. Louis de Broglie sugeriu

nos anos de 1920 que uma partícula de m e velocidade v deveria ter um comprimento de onda

associado a ela, que seria dado pela expressão:

l = h/mυ (onde h é a constante de Planck)

Posteriormente, demonstrou-se que um feixe de elétrons poderia ser difratado por um cristal

de níquel, tal qual uma onda. Isso mostra, de forma conclusiva, que os elétrons têm propriedades

de onda e, portanto, que as partículas do mundo subatômico se comportam de forma muito

diferente dos objetos macroscópicos: podem ser descritas como onda e como partícula.

10.2.4 Uma nova mecânica para o átomo

A partir de então admite-se que elétrons em átomos podem ser tratados como ondas, de forma

mais eficaz, do que como pequenas partículas viajando em órbitas circulares ou elípticas. Por esse

motivo, foi necessário abandonar o tratamento físico clássico como forma de explicação dos fenô-

menos em escala atômica. Objetos grandes como balas de revólver e carros em movimento, obede-

cem às leis da mecânica clássica, mas partículas muito pequenas como elétrons, átomos e moléculas,

não. Para entender seu comportamento, devemos lançar mão da mecânica quântica. A mecânica

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quântica é baseada nas propriedades de onda da matéria, e descreve o comportamento de partículas

muito pequenas de forma mais adequada, como a quantização da energia observada por Bohr.

Um dos princípios fundamentais da mecânica quântica é, diferentemente da mecânica clás-

sica, não se propor a determinar precisamente os caminhos que os elétrons seguem quando se

movem sobre os núcleos atômicos, por que isto não é possível. Esta ideia se manifesta no chamado

“Princípio da Incerteza de Heisenberg”, que afirma ser impossível determinar com precisão o

momentum (velocidade vezes massa, mv) e a posição de um elétron simultaneamente. O motivo

é de certa forma simples: em experimentos como os espectros de emissão e absorção atômica,

ou o efeito fotelétrico, o comportamento dos elétrons é determinado pela sua interação com

fótons. Portanto, os valores calculados de energia para o elétron correspondem ao momento após

a colisão com os fótons; logo, qualquer informação que tenhamos não se refere ao estado inicial

do elétron antes da perturbação. Assim como no caso dos espectros, saberemos a quantidade de

energia envolvida em transições eletrônicas, mas não saberemos nem de onde o elétron veio,

nem para onde ele foi. Embora representados como órbitas, não podemos esquecer que o que se

obtém são escalas de energia e não escalas de posição espacial. Por isso, como não é possível dizer

exatamente onde está um elétron, deve-se mudar para uma abordagem estatística que trata da

probabilidade de se encontrar um elétron dentro de determinadas regiões no espaço

ao redor do núcleo. Portanto, a mecânica quântica trata o elétron como uma onda estacionária

(uma onda que não viaja no espaço). Esta abordagem tem algumas implicações importantes:

1. Partículas como moléculas, átomos, elétrons encontram-se em estados de energia definidos

e específicos. Mudanças desses estados de energia envolvem absorção e emissão de energia

eletromagnética suficientes para levá-los para o novo estado de energia. Energias um

pouco maiores ou um pouco menores não levam a estados intermediários. No

caso de moléculas, isto é válido para estados energéticos associados à translação e rotação

de moléculas, bem como a variação das posições nos átomos da molécula.

2. A energia associada às transições entre os estados de energia está relacionada com a energia

da radiação eletromagnética emitida ou absorvida na transição pela seguinte expressão:

ΔE = hυ ou ΔE = hc/l (onde h é a constante de Planck)

3. Os estados de energia possíveis podem ser descritos por um conjunto de números quânticos.

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O tratamento da mecânica quântica de átomos e moléculas é essencialmente matemático. O

principal instrumento desse tratamento é a equação de Schrödinger, que relaciona a energia

de um elétron com a probabilidade de encontrá-lo. Resolvendo esta equação para os valores de

energia quantizados, obtemos funções de ondas associadas a essas energias. A partir da função

de onda é possível calcular a probabilidade de se encontrar o elétron numa região do espaço

tridimensional. Portanto, a partir da equação de Schrödinger, é possível indicar regiões no espaço

tridimensional de alta probabilidade de encontrar o elétron, as quais estão relacionadas a um

valor quantizado de energia e, portanto, a um conjunto de números quânticos. A representação

espacial gráfica dessas regiões é denominada orbitais. Orbitais atômicos são deduzidos a partir

das soluções da Equação de Schrödinger e relacionam-se diretamente com os números quânticos.

10.2.5 Descrevendo a eletrosfera

As funções de onda oriundas das soluções da equação de Schrödinger para valores

quantizados de energia podem ser descritas por quatro números quânticos. Esses números

quânticos designam os arranjos eletrônicos de todos os átomos e seus respectivos elétrons nas

suas configurações , isto é, permitem-nos diferenciar cada elétron da eletrosfera em relação à sua

energia, à região do espaço onde é mais provável encontrá-lo ou seu orbital.

O elétron não pula

Embora seja comum encontrarmos termos como “salto quântico”, e “pulo do elétron”, no tratamento quântico da transição eletrônica, em nenhum momento, o elétron executa uma trajetória até outro nível de energia. Estas analogias do mundo macroscópico não explicam o mundo atômico. Não há meio do caminho, descreve-se o elétron num nível e, com o “quantum” de energia, ele passa a estar em outro nível.

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Os números quânticos são definidos a seguir.

1. Número quântico principal, n: um número inteiro positivo que descreve o nível de

energia principal e está relacionado à distância do núcleo, podendo assumir os valores

n = 1, 2, 3, 4...

2. Número quântico do momento angular, l: descreve a forma da região no espaço

de maior probabilidade de encontrar o elétron numa dada distância do núcleo. Dentro

de um nível (n), existem subníveis ou subcamadas diferentes, cada um com uma forma

característica indicada por l. l é um número inteiro de 0 até (n-1).

l = 0, 1, 2,. . . , (n −1)

Convencionou-se que cada subnível é representado por uma letra correspondente.

l = 0, 1, 2, 3. . . , (n −1)s p d f

Para n = 1 (primeira camada), o valor máximo de l é zero, há apenas um subnível s e nenhum

subnível p.

Orbitais não existem

É comum encontrar expressões como “este elétron habita este orbital” ou “orbital populado por elétrons” ou ainda “orbital vazio”. Dizer que um elétron “habita um orbital” significa que aquele orbital é a região no espaço mais provável de encontrar um elétron, cujo estado energético é descrito por determinado conjunto de números quânticos. Um orbital vazio é simplesmente um orbital ao qual não se associa nenhum elétron. Não podemos perder de vista que um orbital é a solução de uma equação matemática. Podem ser calculados infinitos orbitais, independentemente de haver elétrons com estados energéticos descritos por números quânticos associados aos orbitais calculados. O orbital não existe como elemento constituinte da eletrosfera à espera de elétrons. Não faz parte da estrutura do átomo. O orbital é um instrumento teórico matemático para descrever um elétron do ponto de vista quântico, nada mais.

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Para n = 2 (segunda camada), l vai de 0 e 1, portanto, existem apenas subcamadas p e s. E

assim por diante.

3. Número quântico magnético, ml : descreve um orbital específico dentro de um

subnível em que se encontra o elétron. ml indica diferentes orientações no espaço para as

formas indicadas por l. Portanto, elétrons com diferentes ml numa mesma camada

e subnível são equivalentes em energia. Dentro de cada subnível ml, são possíveis

valores inteiros, de -l a 0 a +l:

ml = (−l),. . . , 0,. . . , (+l)

Por exemplo, quando l = 1, (subnível p), ml = −1, 0 e +1. Logo, isto indica que, no

subnível p, temos 3 orientações possíveis no espaço: px, p

y e p

z. Cada orientação define

um orbital atômico.

4. Número quântico de spin, ms: refere-se ao giro (spin), ou o sentido de rotação de um

elétron num orbital atômico. O sentido do spin define a orientação do campo magnético

produzido pela carga do elétron em rotação. Para cada conjunto de n, l e ml , m

s pode

assumir o valor +½ ou −½ para o spin ou ms. Importante ressaltar que cada orbital atô-

mico só pode acomodar dois elétrons, com ms igual a +½ ou −½. Os resultados

calculados para orbitais indicam que um orbital pode ser ocupado por dois elétrons, ou

seja, dois elétrons compartilham a mesma região com probabilidade favorável de se en-

contrar. Como compatibilizar isto com a repulsão de cargas entre elétrons? A saída possível

é assumir que os elétrons estão em rotação em torno do próprio eixo, ao que se associa

um campo magnético. Se os campos estiverem orientados em sentidos opostos, é possível

harmonizar a repulsão eletrônica. O spin do elétron é respaldado por dados experimentais

por técnicas como ressonância paramagnética de elétrons (EPR em inglês).

Dispondo desses quatro números quânticos, é possível descrever o estado energético de cada

elétron na eletrosfera de qualquer elemento químico. Disso decorre a relação entre a energia

de um elétron e sua posição na eletrosfera. Esses valores são tabelados e os diagramas que mos-

tram essas relações constituem a chamada distribuição eletrônica. A tabela abaixo está presente em

inúmeros livros-texto sobre o assunto e resume combinações possíveis para números quânticos

até n = 4:

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n t ml

ms Número máximo de elétrons na

subcamada = 4l + 2

Número máximo de elétrons na camada

principal = 2n2

1 0 (1s) 0 +½, − ½ 2 2

2

0 (2s) 0 +½, − ½ 2 8

1 (2p) −1, 0, +1 ±½ para cada valor assumido por m

l

6

3

0 (3s) 0 +½, − ½ 2 18


l

6

2 (3d) −2, −1, 0, +1, +2 ±½ para cada valor assumido por m

l

10

4

0 (4s) 0 +½, − ½ 2 32


l

6

2 (4d) −2, −1, 0, +1, +2 ±½ para cada valor assumido por m

l

10

3 (4f) −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3 ±½ para cada valor assumido por m

l

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Tabela 10.1: Distribuição eletrônica

10.2.6 Configurações eletrônicas

Em princípio, a equação de Schrödinger pode ser resolvida literalmente para um átomo

e permite derivar soluções literais para descrever todos os elétrons na eletrosfera. Na prática,

porém, a equação de Schrödinger funciona perfeitamente apenas para o átomo de hidrogênio

e seu único elétron. Sistemas com mais elétrons tornam-se demasiadamente complexos e uma

solução para esta equação não é possível nem mesmo para o hélio. Então, o que se utiliza

para átomos maiores são aproximações para as soluções da Equação de Schrödinger. Uma

delas é chamada de aproximação orbital. Nesta aproximação, utilizam-se os orbitais atômicos

calculados para o hidrogênio e se calculam valores de energia para sistemas de vários elétrons,

com cada elétron descrito pelas mesmas combinações de números quânticos permitidos para

o átomo de hidrogênio. A aproximação funciona bem; no entanto, a ordem das energias dos

orbitais é muitas vezes diferente daquela no hidrogênio.

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Para descrever a estrutura eletrônica de átomos de diferentes elementos para determinar

essas configurações, é usado o Princípio de Aufbau (construção, em alemão, o que implica

assumir as seguintes condições:

1. O átomo encontra-se isolado, isto é, não está interagindo com outros átomos.

2. O átomo encontra-se no seu estado fundamental, isto é, está no seu estado de energia

mais baixo.

3. Considerados os elementos em ordem crescente de número atômico.

Segundo este princípio, para se

“construir um átomo”, os passos

são (1) indicar o número de prótons

(número atômico) e de nêutrons

(número de massa) e (2) adicionar os

elétrons (igual ao número de prótons

no átomo neutro) um a um nos or-

bitais em ordem crescente de energia.

Como cada elemento tem um número

atômico único, possui no estado

neutro um número único de elétrons.

Logo, a aplicação deste princípio na

construção de eletrosferas para vários

elementos mostra a existência de uma

configuração eletrônica única para

cada elemento.

Do ponto de vista prático, podemos usar um diagrama como na f igura 10.4. A energia

dos orbitais aumenta com o aumento do valor do número quântico n. Para um dado valor

de n, a energia aumenta com o crescente valor de l. Assim, dentro de um nível principal, o

subnível s é o de mais baixa energia, o subnível p é o seguinte, depois d, f, e assim por diante.

Para facilitar a representação dos orbitais, duas regras gerais sobre as configurações eletrônicas

devem ser aplicadas:

1. Elétrons são distribuídos em orbitais em ordem de valor crescente de n.

2. Em subcamadas com o mesmo valor de (n + l), os elétrons são distribuídos primeiro no

subnível com menor n.

Figura 10.4: Um diagrama simplificado de energia indicando a sequência de preenchimento, baseado no princípio de construção. / Fonte: CEPA

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Estas regras decorrem do fato de que não existem dois elétrons em um átomo com

conjuntos idênticos de quatro números quânticos. Isso é o chamado “Princípio de

Exclusão de Pauli”, segundo o qual um orbital é descrito por um conjunto de valores

permitidos para n, l, ml e m

s. Pauli demonstrou que apenas elétrons de spins opostos, m

s (empa-

relhados), podem ocupar o mesmo orbital. Por convenção, os orbitais atômicos são indicados

como __ e mostram o elétron desemparelhado como ↑ e emparelhado como ↑↓. O elétron

desemparelhado é aquele que ocupa sozinho um orbital (Tabela 10.2).

Notação Orbital

Notação Simplificada1s 2s 2p

3Li ↑↓ ↑ 1s22s1 ou [He] 2s1

4Be ↑↓ ↑↓ 1s22s2 [He] 2s2

5B ↑↓ ↑↓ ↑ 1s22s22p1 [He] 2s2 2p1

6C ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s22s22p2 [He] 2s2 2p2

7N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s22s22p3 [He] 2s2 2p3

8O ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s22s22p4 [He] 2s2 2p4

9F ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1s22s22p5 [He] 2s2 2p5

10Ne ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 1s22s22p6 [He] 2s2 2p6

Tabela 10.2: Distribuição eletrônica para elementos da segunda linha da tabela periódica explicitando os spins (ms) dos elétrons em cada orbital (l e ml). Podemos representar as configurações eletrônicas de forma simplificada, já que o número de elétrons é igual ao número de prótons, e o número de prótons é crescente na tabela periódica. Assim, no segundo período, todos os elementos terão a primeira camada completa, tal qual o elemento He. Logo, para evitar reescrever a mesma configuração diversas vezes, pode-se escrever [He] e continuar a configuração a partir de n=2.

Nota-se, na tabela 10.2, que os átomos de B, C, N e O têm elétrons desemparelhados

num mesmo conjunto de orbitais no mesmo subnível. Isso ilustra a Regra de Hund: elé-

trons ocupam todos os orbitais de um subnível individualmente antes de serem

acomodados outros elétrons no orbital, ou seja, antes do emparelhamento de outro

elétron. Por exemplo, os 3 elétrons do subnível 2p do N tendem a ficar um em cada orbital em

vez de termos 2 elétrons num orbital e um orbital vago. Isso ocorre, pois, mesmo com o em-

parelhamento de spins, dois elétrons que estão no mesmo orbital repelem-se mais fortemente

do que dois elétrons em orbitais diferentes.

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A configuração eletrônica de elementos do quarto período (Tabela 10.3) chama a atenção

para mais uma questão do princípio da construção e do uso do diagrama simplificado mostrado

na figura 10.4. Os orbitais 4s são preenchidos antes dos orbitais 3d. Assim, o orbital s (n + 1) é

ocupado antes do orbital nd. Os orbitais 4p são preenchidos somente após estarem distribuídos

os 10 elétrons necessários para preencher o nível 3d. Fato similar ocorre entre os orbitais 6s, que

são preenchidos antes dos orbitais 4f.

Notação OrbitalNotação Simplificada

3d 4s 4p

19K [Ar] ↑ [Ar] 4s1

20Ca [Ar] ↑↓ [Ar] 4s2

21Sc [Ar] ↑ ↑↓ [Ar] 3d 14s2

22Ti [Ar] ↑ ↑ ↑↓ [Ar] 3d 24s2

23V [Ar] ↑ ↑ ↑ ↑↓ [Ar] 3d 34s2

24Cr [Ar] ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ [Ar] 3d 54s1

25Mn [Ar] ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ [Ar] 3d 54s2

26Fe [Ar] ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ [Ar] 3d 64s3

27Co [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ [Ar] 3d 74s2

28Ni [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ [Ar] 3d 84s2

29Cu [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ [Ar] 3d 104s1

30Zn [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ [Ar] 3d 104s2

31Ga [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ [Ar] 3d 104s24p1

32Ge [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ [Ar] 3d 104s24p2

33As [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ [Ar] 3d 104s24p3

34Se [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ [Ar] 3d 104s24p4

35Br [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ [Ar] 3d 104s24p5

36Kr [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ [Ar] 3d 104s24p6

Tabela 10.3: Configurações eletrônicas para elementos do quarto período.

A tabela periódica moderna é baseada na organização dos elementos segundo o seu número

atômico. A tabela organiza tão bem os elementos em termos de suas propriedades físicas e

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químicas porque o número atômico indica o número de elétrons. A sistemática desenvolvida

a partir da mecânica quântica permite-nos, então, a partir do número atômico, determinar a

distribuição energética dos elétrons na eletrosfera. Com isto em mãos, é possível responder

a uma série de perguntas sobre como os átomos se ligam uns aos outros e, assim, explicar o

comportamento químico dos elementos e seus compostos.

10.2.7 A Tabela Periódica

10.2.7.1.1 Visão geral da tabela periódicaA tabela periódica é uma tabela com linhas (períodos) e colunas (famílias ou grupos) ,

em que são organizados os elementos químicos em ordem crescente de número atômico, da

esquerda para direita, de cima para baixo. A IUPAC sugere a seguinte tabela como padrão:

Tabela 10.4: Tabela periódica segundo a IUPAC. / Fonte: CEPA

Tabela 10.5: Classes de elementos segundo propriedades químicas semelhantes / Fonte: CEPA

Tabela 10.6: Metais / Fonte: CEPA

16


10.2.7.1.2 Evolução histórica e a Lei PeriódicaA ideia de que havia uma lógica nas propriedades macroscópicas dos elementos químicos é

intrínseca ao próprio conceito de elemento químico, tal qual proposto por Lavoisier no século

XVIII. Dalton aperfeiçoou estas ideias associando essas propriedades observáveis com sua teoria

atômica, propondo que a massa dos átomos seria o fio condutor para se organizar uma sistemá-

tica entre a composição da matéria e suas propriedades. A melhoria nos métodos de purificação

e caracterização dos materiais possibilitou, no decorrer do século XIX, a compilação de um

significativo corpo de conhecimentos sobre as propriedades dos elementos conhecidos à época

de Dalton e, sobretudo, levou ao aumento significativo da descoberta de novos elementos.

Gráfico 10.1: A evolução da descoberta de elementos mostra claramente a contribuição da Química como ciência moderna. Note que o número de elementos descobertos no séc. XVIII supera os conhecidos nos milhares de anos que o precederam. No séc. XIX, o avanço nos métodos de purificação e caracterização, sobretudo os espectroscópi-cos, resulta na descoberta da maioria dos elementos conhecidos. No século XX, a maioria das descobertas se deve à compreensão de fenômenos nucleares, juntamente com o aumento da sensibilidade de detecção de substâncias, que hoje está na ordem de 10−9 g. / Fonte: CEPA; dados compilados pelo autor.

Os esforços de busca de uma lógica de correlação entre massas atômicas e propriedades dos

elementos levou, no ano de 1869, à publicação de duas propostas independentes e concomi-

tantes, uma de autoria do químico alemão Lothar Meyer (1830-1895) e outra de autoria do

químico russo Dmitri Mendeleev (1834-1907). Mendeleev organizou uma tabela baseada nas

17


propriedades químicas dos elementos, e Meyer explorou as propriedades físicas. As tabulações

eram muito similares no tocante a um aspecto fundamental: havia existência da periodicidade

tanto nas propriedades físicas quanto nas químicas, e esta periodicidade seguia o mesmo padrão.

As propriedades químicas dos elementos levaram Mendeleev a elaborar uma tabela na qual

eles foram organizados por pesos atômicos crescentes, agrupados em “famílias” na vertical

(Tabela 10.7).

Tabela 10.7: A tabela de Mendeleev. Os elementos conhecidos foram organizados em ordem crescente de peso atômico em sucessivas sequências, de modo que elementos com proprie-dades químicas semelhantes ficavam arranjados na mesma coluna. / Fonte: CEPA

18


Um dos fatores de sucesso e de aceitação da tabela de Mendeleev são as previsões de pro-

priedades de elementos e a previsão da descoberta de alguns elementos, atestados em espaços

em branco deixados por ele na sua proposição original de tabela.

10.2.7.1.3 A tabela periódica modernaA tabela proposta de Mendeleev foi baseada no aumento dos pesos atômicos. Nela, vários

elementos foram posicionados de forma diferente da atual em sua tabela. A classificação atual é

baseada em números atômicos e segue a Lei Periódica.

As propriedades dos elementos químicos variam segundo o seu número atômico

de forma regular ao longo dos períodos e famílias.

Na tabela periódica atual, os 118 elementos químicos conhecidos estão dispostos em ordem

crescente de número atômico e são organizados em blocos, com base nos tipos de orbitais

atômicos que estão sendo preenchidos. As tabelas periódicas estão divididas em dois grupos,

“A” e “B”.

A tabela periódica está ordenada por ordem de número atômico, aumentando da esquerda

para a direita, de cima para baixo, em zigue-zague (Tabela 10.8).

Tabela 10.8: A tabela periódica salientando os diferentes blocos de elementos químicos segundo aspectos de sua configuração eletrônica. / Fonte: CEPA

19


Os elementos de cada grupo têm propriedades semelhantes relacionadas às suas configura-

ções eletrônicas. O Grupo A contém elementos em que os orbitais “s” e “p” estão semipreen-

chidos. São. por isso, conhecidos também como elementos dos blocos s e p. Os elementos do

Grupo B são aqueles em que há um ou dois elétrons no orbital “s” da última camada e em que

os orbitais d da penúltima camada estão semipreenchidos. São, por isso, também conhecidos

como elementos do bloco d.

As estruturas eletrônicas dos elementos do Grupo A são regulares, podendo ser previstas a

partir da tabela periódica. O mesmo não ocorre com os elementos nos blocos d e f.

Cada linha ou período da tabela periódica corresponde a um número quântico principal

(n) . Assim, os elementos possuem configurações aditivas de 1 elétron ao longo da linha, de

modo que o primeiro elemento de uma linha tem apenas 1 elétron no orbital s do nível quân-

tico correspondente à linha, e o último elemento da linha terá todos os orbitais completos para

este nível quântico. Os períodos variam de 1 a 7.

Cada coluna, ou família ou grupo, da tabela periódica tem configuração eletrônica

preenchida até o mesmo tipo de orbital e com o mesmo grau de preenchimento. Por exemplo,

todos os elementos da família IA possuem como último orbital um orbital s com 1 elétron. No

primeiro elemento, Li, trata-se do orbital 1s, no último elemento, Fr, trata-se do orbital 6s. Em

ambos os casos, o orbital s está ocupado por um elétron.

Deve-se sempre ter em mente que as tendências de muitas propriedades químicas e físicas

são baseadas nas configurações eletrônicas, sobretudo dos orbitais da última camada. Por isso, a

discussão das propriedades químicas dos elementos e seus compostos é organizada em termos

das famílias (colunas) da tabela periódica. Cada família é discutida brevemente a seguir.

• Família VIIIA (grupo 18) - Gases nobres. São chamados gases inertes porque não

eram conhecidas reações químicas com eles à época de sua descoberta. Contudo, tais

reações ocorrem em condições nada comuns, de modo que, para a imensa maioria dos

casos usuais, podem ser considerados inertes. Sua camada mais externa é representada

pela configuração eletrônica ns2np6. Com exceção do hélio, cada um desses elementos

tem oito elétrons em sua camada mais externa ocupada. Note que a primeira camada

(n = 1) contém até dois elétrons. O átomo de Hélio possui esta camada totalmente

preenchida e, por isso, ele é agrupado como um gás nobre.

• Famílias IA a VIIA (grupos 1, 2, 13, 14 15, 16 e 17) ou Elementos represen-

tativos. São aqueles, cujo elétrons da última camada ocupam orbitais s (IA e IIA) ou p

20


(IIIA, IVA, VA, VIA e VIIA). Estes elementos mostram variações regulares em suas pro-

priedades ao longo dos períodos (linhas) em suas respectivas famílias (coluna). Note que

o Hidrogênio tem configuração 1s1, o que, tecnicamente o incluiria na família IA. Mas,

como suas propriedades são diferentes das dos elementos desta família, o Hidrogênio

é tratado como um elemento à parte. Considere, por exemplo, o fato de que todos os

elementos da família IA são metais, e o Hidrogênio se apresenta como um gás que,

mesmo no estado sólido, não apresenta propriedades metálicas.

• Elementos de transição d. São os elementos do Grupo B ou metais de transição.

Os elementos das quatro séries de transição são todos metais e são caracterizados por

elétrons em orbitais d. Eles são referidos como:

• Primeira série de transição: 21Sc a 30Zn

• Segunda série de transição: 39Y a 48Cd

• Terceira série de transição: 57La e 72Hf até 80Hg

• Quarta série de transição: 89

Ac e 104

Rf até o elemento 112.

• Elementos de transição f. São os chamados elementos de transição interna, com

elétrons posicionados em orbitais f. Todos são metais e estão localizados entre os Grupos

IIIB e IVB da tabela periódica. Eles são:

• Primeira série de transição f (lantanídeos): 58Ce até 71Lu

• Segunda série de transição f (actinídeos): 90Th até 103Lr

A regra e a prática

As designações A e B para os grupos de elementos na tabela periódica são arbitrárias. A origem das designações A e B está no fato de que alguns compostos de elementos com os números de um mesmo grupo têm fórmulas semelhantes, mas propriedades muito diferentes, por exemplo, NaCl (IA) e AgCl (IB), MgCl

2 (IIA) e ZnCl

2 (IIB). No sistema preconizado pela IUPAC, os grupos

são numerados de 1 a 18. Existem muitas versões da tabela periódica. A versão oficial da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) pode ser obtida diretamente do link:

http://old.iupac.org/reports/periodic_table/

Para obter imagens dos elementos, que podem ser usadas sob licença “creative commons”, este link contém imagens em alta resolução dos elementos químicos:

http://images-of-elements.com

http://old.iupac.org/reports/periodic_table/

http://images-of-elements.com

Juliana

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Juliana

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Priscila

dúvida

O correto é sobre ou subscrito? Na Tabela 10.3 estão todos sobrescritos

Priscila

dúvida

O primeiro link está quebrado, há outro endereço?

21


10.2.7.2 Propriedades Periódicas dos ElementosA periodicidade é fundamental para a compreensão do comportamento químico dos ele-

mentos e seus compostos, pois nos fornece meios para caracterizar e comparar as ligações entre

átomos dos diferentes elementos da ligação química em compostos simples. Além disso, muitas

propriedades físicas como densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição mostram variações

periódicas. As variações nessas propriedades dependem das configurações eletrônicas, especial-

mente das configurações nas camadas eletrônicas mais externas, e da distância dessa camada

a partir do núcleo. Nesta discussão, examinaremos algumas propriedades microscópicas dos

átomos elementos, as quais serão fundamentais para posteriores estudos das moléculas e para

discutir as propriedades das substâncias sob óptica subatômica.

10.2.7.2.1 Tamanho dos átomos: raio atômico e raio iônico

Com exceção dos gases nobres, na maior parte dos casos, os átomos dos elementos não se

encontram isolados, estando ligados a átomos do mesmo elemento (substâncias simples) ou

ligados a átomos de outros elementos (substâncias simples). Levando-se em conta que o raio de

um átomo é dado por sua eletrosfera, estas interações entre eletrosferas nos compostos deter-

minam o tamanho efetivo do átomo. Experimentalmente, é possível determinar raios atômicos

pelas distâncias observadas entre os átomos num composto. Vejamos o caso do elemento bromo.

A distância entre os núcleos na molécula de Br2 é de 2,30 Å. Isto sugere que o raio de cada

átomo Br é metade da distância interatômica, ou 1,15 Å. Este é chamado raio covalente e é

determinado a partir do tamanho da molécula. O raio pode, porém, ser calculado por outros

métodos, sendo o mais difundido o método de van der Waals.

Um gráfico dos valores dos raios atômicos covalentes é mostrado a seguir:

22


Gráfico 10.2: Valores dos raios atômicos covalentes. / Fonte: CEPA; dados compilados pelo autor.

O gráfico de raios atômicos ilustra perfeitamente a Lei Periódica. Note que a distribuição das

propriedades segue um perfil de “dente de serra”. O Hidrogênio (Z=1) mostra-se claramente à

parte da classificação. Cada “dente” corresponde a um período da tabela periódica e, portanto, a

um número quântico principal na distribuição eletrônica. Ao longo do pico, à medida que cada

orbital atômico é preenchido, a propriedade periódica diminui de valor, atingindo um mínimo

no último elemento do período, quando o último orbital atômico é preenchido. O elemento

seguinte inicia novo período, um nível quântico principal acima e, portanto, novo pico. Note

que os picos têm uma tendência ascendente e que, com algumas exceções, a ordem em cada

pico segue ordem das famílias, isto é, o primeiro elemento em cada pico é um elemento da

família IA, o segundo da família IIA e assim por diante. À medida que atingimos os elementos

do bloco d, a variação na propriedade periódica diminui, já que os orbitais admitem até 10

23


elétrons no mesmo subnível de energia. Esta tendência se acentua no caso dos elementos do

bloco f, que admitem até 14 elétrons.

É muito comum encontrar representações visuais mais didáticas das propriedades periódicas,

como é o caso da figura 10.5.

Figura 10.5: Raios atômicos do Grupo A (elementos representati-vos) e os gases nobres, em angstroms, Å. / Fonte: CEPA

24


O raio atômico aumenta de cima para baixo, dentro de uma família, porque elétrons estão

sendo adicionados a camadas mais distantes do núcleo, e diminui da esquerda para a direita,

dentro de um determinado período, devido ao aumento da carga nuclear efetiva. Átomos de

hidrogênio são os menores e átomos de césio são os maiores átomos que ocorrem naturalmen-

te. O raio atômico dos elementos representativos torna-se menor à medida que se move da

esquerda para a direita em um período na tabela periódica, já que um próton é adicionado ao

Carga nuclear efetiva e blindagem

Além da evolução das propriedades em função do número atômico que determina a distribuição eletrônica, outros dois conceitos são fundamentais para compreender as propriedades periódicas: carga nuclear efetiva e blindagem eletrônica. À medida que avançamos os períodos numa família (descemos uma coluna da tabela periódica), aumenta o tamanho do átomo e aumenta o número de elétrons entre os elétrons da última camada e o núcleo. Estes fatores operam cooperativamente e resultam na diminuição da força de atração desses elétrons periféricos pelo núcleo, porque a força elétrica cai com o quadrado da distância. Além disso, os elétrons de camadas intermediárias entre os elétrons periféricos e o núcleo exercem repulsão elétrica sobre os elétrons das camadas periféricas. Logo, a força de atração elétrica resultante sobre esses elétrons periféricos é, necessariamente, menor do que seria se a repulsão não ocorresse. Em outras palavras, a carga nuclear efetiva dos elétrons de camadas mais periféricas é menor devido ao efeito de blindagem dos elétrons de camadas internas.O efeito da distância do núcleo e da blindagem fica claro ao examinarmos as cargas nucleares efetivas para os elétrons do primeiro orbital e para o último orbital atômico preenchido para os gases nobres até o 5o período:

Elemento Z Carga efetiva para elétrons 1s

Carga efetiva para elétrons do último orbital ocupado (np)

Diferença entre as cargas efetivas tomada sobre a carga nuclear total (Z), %

He 2 1,7 1,7 (1s) 0Ne 10 9,4 5,8 (2p) -36Ar 18 17,5 6,7 (3p) -60Kr 36 35,2 9,3 (4p) -71Xe 54 52,9 12,4 (5p) -75

Tabela 10.9: Carga nuclear efetiva e blindagem / Fonte: CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data. 89th ed. editor-in-chief, David R. Lide, Boca Raton, London: CRC, 2008.

Note que, para o Hélio, que possui apenas um orbital preenchido, não há diferenças. Na medida em que aumenta a eletrosfera, as diferenças tornam-se muito significativas. Isto irá influenciar todas as propriedades periódicas dos elementos. Note que o efeito de blindagem aumenta muito de período em período até o quarto período e, do quarto período em diante, quando começa o preenchimento de orbitais d.

25


núcleo e um elétron é adicionado a uma camada. Para os elementos de transição, as variações

não são tão regulares porque os elétrons estão sendo adicionados a um orbital interior. Todos

os elementos de transição têm raios menores que os raios dos elementos dos Grupos IA e IIA

anteriores no mesmo período.

Ao analisarmos os raios iônicos dos elementos, devemos ter em mente que quando um íon

se forma, um átomo ganha ou perde elétrons. Portanto, saindo das condições de neutralidade do

átomo, é possível termos espécies com números atômicos distintos, mas com o mesmo número

de elétrons. Espécies com o mesmo número de elétrons são chamadas “Espécies isoeletrôni-

cas”. Vejamos alguns exemplos, na Tabela 10.10:

Elemento Z Configuração do átomo neutro

Íon mais estável

Configuração do íon mais comum

Raio iônico, Angstroms

Raio atômico, Angstroms

O 8 1s2 2s2 2p4 O−2 1s2 2s2 2p6 1,26 0,73F 9 1s2 2s2 2p5 F− 1s2 2s2 2p6 1,19 0,71Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6 1,16 1,80Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg+2 1s2 2s2 2p6 0,86 1,50

Tabela 10.10: Espécies isoeletrônicas

Na tabela acima, observa-se que:

1. Os elementos tendem a formar íons, ganhando ou perdendo elétrons, de modo que o

íon formado tenha a configuração eletrônica de camada cheia ou de um gás nobre. Nos

exemplos mostrados, todos os íons são isoeletrônicos ao elemento Neônio.

2. Os cátions de um elemento (formados pela perda de elétrons) são sempre menores do

que o átomo neutro, pois implicam a perda de uma camada de preenchimento; além

disso, a carga nuclear efetiva nos elétrons do cátion é maior em relação ao átomo neutro.

3. Os ânions de um elemento (formado pela adição de elétrons) são sempre maiores do que o

átomo neutro, pois no ânion a carga nuclear efetiva é menor em relação ao átomo neutro.

4. Ao comparar cátions isoeletrônicos, os cátions de maior carga são substancialmente

menores, pois a carga nuclear efetiva é maior em cátions com maior carga.

26


A figura 10.6 ilustra esses princípios para elementos representativos (famílias A)

A comparação dos raios iônicos para a tabela periódica indica que:

1. os tamanhos dos cátions diminuem da esquerda para a direita em um período

2. os tamanhos dos ânions diminuem da esquerda para a direita em um período

3. cátions e ânions aumentam de tamanho ao descer em um grupo.

10.2.7.2.2 Energia de Ionização

Um átomo eletricamente neutro é energeticamente estável. Há um balanço entre as cargas

positivas dos prótons e a eletrosfera. Na natureza, encontramos poucos elementos na forma pura

como os metais nobres (Au, Pt etc.) e os gases nobres. Mas a imensa maioria dos elementos

ocorre na natureza combinada com outros átomos de outros elementos. Isto indica que embora

a neutralidade elétrica seja uma condição de estabilidade, para a maioria dos elementos, não é

a única condição de estabilidade, tampouco a mais frequente. Por exemplo, os elementos

da família IA e IIA são encontrados sempre como íons em compostos. Ao produzir um cátion,

um ou mais elétrons são perdidos. A energia necessária para remover um elétron de um átomo

é denominada energia de ionização ou potencial de ionização. A formação de íons

em tubos de raios catódicos e células fotoelétricas envolve transferências de energia iguais ou

superiores à energia e ionização. A ionização sempre requer energia para remover um elétron

diante da força atrativa do núcleo.

Figura 10.6: Tamanhos de alguns átomos e seus íons, picômetros. / Fonte: CEPA, adaptado de http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/9f/Atomic_%26_ionic_radii.svg

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/9f/Atomic_%26_ionic_radii.svg



27


Energias de ionização indicam a facilidade de se formar um cátion a partir de um átomo

neutro ou de aumentar a carga de um cátion existente pela remoção de mais elétrons. Portanto,

energias de ionização são um parâmetro para avaliar a força com que os elétrons estão ligados

aos átomos. Energias de ionização baixas indicam a facilidade de remoção de elétrons e, portan-

to, facilidade de formação de cátions.

Elétrons podem ser arrancados um a um a partir das camadas mais exteriores, associando

a cada retirada um valor de energia de ionização. A primeira energia de ionização (EI1) é a

quantidade mínima de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado em

um átomo isolado gasoso para formar um íon com uma carga de 1+. Por exemplo, a energia de

ionização para ionizar 1 mol de átomos de cálcio, formando íons Mg+ , é 738 kJ:

A segunda energia de ionização (EI2) é a quantidade de energia necessária para remover o

segundo elétron. Para o cálcio, é 1145 kJ/mol, e a representação é a seguinte:

A tabela abaixo apresenta valores de energia de ionização de elementos do terceiro período:

Energias de ionização em kJ/mol:

Elemento e Z Ionizações1 2 3 4 5

Na (11) 496 4.560Mg (12) 738 1.450 7.730Al (13) 577 1.816 2.881 11.600Si (14) 786 1.577 3.228 4.354 16.100P (15) 1.060 1.890 2.905 4.950 6.270S (16) 999.6 2.260 3.375 4.565 6.950Cl (17) 1.256 2.295 3.850 5.160 6.560Ar (18) 1.520 2.665 3.945 5.770 7.230

Tabela 10.11: Energias de ionização em kJ/mol. / Fonte: CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data. 89th ed. editor-in-chief, David R. Lide, Boca Raton, London: CRC, 2008.

Mg(g) 738kJ Mg(g) e+ −+ → +

2Mg(g) 1450kJ Mg(g) e+ + −+ → +

28


Na tabela vemos que EI2 é sempre

maior do que EI1, porque, no íon, a

carga nuclear efetiva que atua sobre o

segundo elétron ionizado é necessaria-

mente maior do que no caso do primei-

ro. O Gráfico 10.3 mostra um gráfico

da primeira energia de ionização versus

número atômico para vários elementos.

Os gases nobres têm a maior primeira energia de ionização, o que explica parcialmente a

baixa reatividade dos gases nobres. O Hélio é o elemento de maior energia de ionização.

Os metais do Grupo IA têm sua primeira energia de ionização muito baixa, o que se deve

a dois fatores:

1. são os maiores átomos em seus períodos; logo, no período, possuem os primeiros elétrons

ionizáveis mais distantes do núcleo;

2. possuem apenas um elétron na sua camada de valência (ns1); portanto, a perda deste

elétron os torna isoeletrônicos aos gases nobres, conferindo estabilidade.

Numa família, as primeiras energias de ionização diminuem devido à diminuição progressiva

da carga nuclear efetiva e ao aumento do raio atômico. Ao longo do período, o aumento

progressivo da carga nuclear efetiva leva ao aumento da energia de ionização. Diferentemente

dos elementos do bloco s, elementos do bloco p não se tornam isoeletrônicos a um gás nobre

ao perder elétrons. Portanto, as primeiras energias de ionização aumentam da esquerda para a

direita e de baixo para cima na tabela periódica.

A análise comparativa das energias de ionização permite-nos explicar por que um elemento

ocorre mais frequentemente como parte de compostos iônicos ou moleculares: baixa energia

de ionização favorece a formação de cátions e energias de ionização intermediárias favorecem

compostos moleculares, onde os átomos se ligam por compartilhamento de elétrons.

10.2.7.2.3 Afinidade eletrônica

Define-se afinidade eletrônica (AE) de um elemento como a energia liberada na incorpo-

ração de um elétron na eletrosfera de um átomo neutro:

Gráfico 10.3: Primeiras energias de ionização para 105 versus número atômico. / Fonte: CEPA; dados compilados pelo autor.

F(g) F(g) 349kJ AE 329kJ/mol

Na(g) Na (g) 349kJ AE 53kJ/mol

ee

+ −

− −

+ → + = −

+ → + = −

29


O sinal negativo indica que a incorpora-

ção de um elétron a um átomo neutro libera

energia. Isto ocorre porque a aproximação de

um elétron (carga negativa) do núcleo é um

processo que diminui sua energia potencial,

liberando energia. Devemos atentar ao fato

de que, como a ionização não é o inverso da

afinidade eletrônica, os valores de afinidade

eletrônica diferem dos valores de energia de

ionização. A afinidade eletrônica não é o re-

verso da energia de ionização (Gráfico 10.4).

A evolução dos valores de afinidade eletrô-

nica indica que elétrons sejam mais facilmente

incorporados ao longo do período, já que AE

aumenta nos períodos. Assim, os elementos

com maior afinidade eletrônica são os elemen-

tos da família VIIA, os quais, como veremos

no próximo tópico, são também os mais eletronegativos. Tais elementos formam ânions mais

facilmente. Novamente, podemos explicar parcialmente esta tendência levando-se em conta

que os elementos do bloco p, ao ganharem elétrons, tornam-se isoeletrônicos aos gases nobres.

No caso da família VII A, basta um elétron. Não por acaso, na natureza, esses elementos ocorrem

sempre na forma de seus respectivos ânions: F−, Cl−, Br− e I− (Tabela 10.12).

Gráfico 10.4: Variação da afinidade eletrônica (kJ/mol) em função do número atômico e do período da tabela periódica.

Tabela 10.12: Afinidade eletrônica de elementos representativos. Valores expressos em kJ/mol.

30


No caso do segundo elétron adicionado, o cenário muda consideravelmente. A adição de

uma carga negativa a um ânion requer energia para superar a repulsão eletrostática, resultando

em valores positivos de afinidade eletrônica para o segundo elétron incorporado.

10.2.7.2.4 Eletronegatividade

A análise dos valores de afinidade eletrônica e de energia de ionização fornece-nos parâme-

tros para explicar a formação de compostos iônicos. Devemos esperar, por exemplo, que a

combinação de elementos com baixo potencial de ionização na família IA e IIA com elementos

de alta afinidade eletrônica das famílias VIA e VIIA origine compostos iônicos, o que de fato

ocorre. Devemos considerar, portanto, os casos em que não haja perda e ganho de elétrons, mas

as situações em que átomos se combinam partilhando elétrons, como ocorre nos compostos

ditos moleculares. Para estes casos, a propriedade periódica mais interessante é a

eletronegatividade.

A eletronegatividade (EN) de um elemento indica a facilidade relativa com que

seus átomos atraem elétrons quando ligado a outro átomo, isto é, quando partici-

pa de uma ligação química. Note

que esta definição também se presta a

explicar a formação de íons, mas tem

particular utilidade para compreender

os compostos moleculares. A eletro-

negatividade dos elementos é expressa

numa escala relativa estabelecida por

Linus Pauling, que é chamada escala de

Pauling (Gráfico 10.5).

Os 3 elementos mais eletronegativos são: Flúor (4,0), O (3,4) e Cl (3,2).

A eletronegatividade do flúor (4,0) é superior à de qualquer outro elemento. Quando o

flúor está ligado a outros elementos, ele atrai mais fortemente os elétrons de modo que a

densidade de elétrons sobre o átomo de flúor será maior. À diferença de eletronegatividade se

associa a formação de um dipolo elétrico na ligação entre átomos de elementos diferentes. Se

a diferença entre eletronegatividades é muito grande, a polarização implica a formação de íons.

Assim, a combinação de elementos pouco eletronegativos com elementos muito eletronegativos

favorece a formação de compostos iônicos. Como regra geral, podemos admitir que elementos

com eletronegatividade alta (não-metais) ganham elétrons e formam ânions. Elementos com

Gráfico 10.5: Eletronegatividade de Pauling.

Priscila

dúvida

Não seria somente o F (de Fluor)? Os outros (O e Cl) são só os elementos e não o nome por extenso.

Juliana

Highlight

Juliana

Highlight

Juliana

Highlight

31


eletronegatividade baixa (metais) perdem elétrons e formam cátions. A eletronegatividade au-

menta da esquerda para a direita em períodos e diminui de cima para baixo dentro de grupos.

Variações entre os metais de transição não são tão regulares. Em geral, a energia de ionização e a

eletronegatividade são baixas para os elementos no canto inferior esquerdo da tabela periódica,

e elevadas para os que estão no canto superior direito.

Tabela 10.13: Os valores de eletronegatividade estão abaixo dos símbolos atômicos.

Tendo em vista esses conhecimentos sobre estrutura eletrônica e periodicidade, é possível

avançar ainda mais na natureza estrutural dos orbitais e, por fim, na natureza das ligações quí-

micas e das reações químicas.

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Referências bibliográficas

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