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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
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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
1 (3p) −1, 0, +1 ±½ para cada valor assumido por m
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
1 (4p) −1, 0, +1 ±½ para cada valor assumido por m
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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Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
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aMBiEntE na tErra Química
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
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Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
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aMBiEntE na tErra Química
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
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Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
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aMBiEntE na tErra Química
(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
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Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
aMBiEntE na tErra Química
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
Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
aMBiEntE na tErra Química
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
Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
aMBiEntE na tErra Química
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
27
Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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
aMBiEntE na tErra Química
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
+ −
− −
+ → + = −
+ → + = −
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Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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.
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aMBiEntE na tErra Química
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.
31
Estrutura ElEtrônica E pEriodicidadE 10
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.
32
aMBiEntE na tErra Química
Referências bibliográficas
ATKINS, P.W. e JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.BRADY, J.E.; RUSSEL, J.W. e HOLUM, J.R. Química: a matéria e suas transformações. 3ª ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.BROWN, T.L., LeMAY, H E., BURSTEN, B.E. e BURDGE, J.R. Química: a ciência central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M. e WEAVER, G.C. Química geral e reações químicas. 6ª ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.MAHAN, B.M. e MYERS, J.R. Química: um curso universitário. São Paulo: Edgard Blücher, 1995.SHRIVER, D.F. e ATKINS, P.W. Química inorgânica. 4ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2008.WHITTEN, K.W.; DAVIS, R.E. e PECK, M.L. General Chemistry. 5th ed. New York: Heartcourt College Pub., 1997.