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Tendências periódicas dos elementos químicos

Energia de ionização

E.I. = Energia mínima necessária para remover um ou mais e- de um átomo neutro em seu estado fundamental no estado gasoso.

1ª E.I. do sódio: Na(g) → Na+(g) + e-

2ª E.I. do sódio: Na(g)+ → Na(g)

2+ + e-

Quanto maior a E.I. , mais difícil a remoção de um elétron.


Os fatores que influenciam o tamanho atômico também influenciam as E.I.

1- Em cada período, I aumenta com o aumento de Z. 2- Em cada grupo, I diminui com o aumento de Z.

Tendências periódicas dos elementos

químicos Variações das E. I. sucessivas

Pela análise desses valores numéricos, pode-se saber

quantos e- podem ser perdidos por um dado e-.


químicos

Variações das E. I. sucessivas

As E.I. aumentam à medida que os e- são removidos: I1<I2<I3 etc... Exemplo: Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

As energias variam de 876 a 4360 kJ/mol, para a retirada dos quatro primeiros e-. A remoção do quinto e- é inviável, pois necessita de uma quantidade muito grande de energia. Isso pois os e- do nível 2p estão mais próximos do núcleo e apresentam Zef maiores que os e- 3s e 3p do nível de valência.


Irregularidades das E. I. sucessivas


químicos


As irregularidades dentro de um período são poucas e sutis. Um exemplo Clássico diz respeito ao par Be e B. Pela tendência geral descrita anteriormente, se esperaria que o B tive a maior I1. Porém, experimentalmente, observa-se o oposto. A forma de preenchimento dos orbitais também deve ser levado em consideração.



No B o e- a ser removido está no orbital 2p, enquanto o Be está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz à baixa energia de ionização do B. Ainda que a carga nuclear do B seja maior, os e- 2s no B podem blindar parte desta carga do seu e- 2p.) Portanto, menor energia é requerida para remover o e- 2p do B, em relação ao e- 2s do berílio, mesmo com a maior carga nuclear do B.



Uma irregularidade também é observada para a I1 do N (1s2 2s2 2p3) e do O (1s2 2s2 2p4). Essa é ligeiramente diferente ao caso do Be e do B. A 1ª E.I. do O é mais baixa do que a esperada, porque o e- é removido de um orbital 2p que contém um segundo e-. Dois e- no mesmo orbital ocupam a mesma região do espaço e se repelem com maior intensidade do que se estivem em orbitais diferentes. A repulsão inter eletrônica facilita a remoção do elétron do átomo de oxigênio. No átomo de N não há tal repulsão. Assim, quando o e- abandona o orbital 2p do O, é como se ele fosse "empurrado" pelo outro e- daquele orbital.

Tendências periódicas dos

elementos químicos

A energia de ionização é expressa em elétron-volts

(eV), onde 1 eV é a energia adquirida por um

elétron quando é submetido a uma diferença de

potencial de 1 V. Pode-se deduzir que 1 eV é

equivalente a 96.485 kJ/mol.

A 1ª E.I. do H é de 13,6 eV. Então, remover um e- do

H é equivalente a “arrastar” esse e- através de uma

diferença de potencial de 13,6 V.


químicos As energias de ionização podem ser medida em elétron-volts [eV] ou em

(quilo)joules por mol [(k)J/mol]. Tem-se abaixo um exemplo com base no

alumínio onde a medida desta energia encontra-se expressa em quilojoules

por mol (kJ/mol).

1º Potencial de ionização do Al (I1):

Al(g) (+ I1) Al+(g) + e- ⇒ I1 = + 577,5 kJ/mol


Al+(g) (+ I2) Al2+(g) + e- ⇒ I2 = + 1816,7 kJ/mol


Al2+(g) (+ I3) Al3+

(g) + e- ⇒ I3 = + 2744,8 kJ/mol

Note que os sinais de todas as energias são positivas, significando que a

energia é consumida nos processos das perdas dos e-.


Energia de Afinidade eletrônica

A.E. = Energia mínima necessária para adicionar um ou mais e- de um átomo neutro em seu estado fundamental no estado gasoso.

1ª A.E. do Cl: Cl(g) + e- → Cl-(g) , E<0 1ª E.I. do Cl: Cl(g) → Cl (g) + e-, E = - 1251 kJ/mol

Para a maioria dos elementos químicos, quando se adicionam e- em um átomo há liberação de energia:

Para alguns elementos específicos, como os gases nobres, A.E. tem valor positivo. Isso significa que o ânion tem energia mais alta do que os átomos e e- separados.

Ar(g) + e- → Ar-(g) E>0 Como E>0, o íon Ar- é muito instável e não se forma na prática.

Energia de afinidade eletrônica

A A.E. torna-se mais negativa à medida que caminhamos para os halogênios, tendo A.E. altas por terem seus ânions com orbitais p totalmente preenchidos. Os G.N. apresentam altas A.E. onde o e- adicional teria que entrar em um orbital de maior energia, o que configura um situação energeticamente desfavorável. Para o Be e o Mg ocorre o mesmo. Note que o Cl, é o elemento de maior afinidade eletrônica, liberando a maior das energias ao receber um elétron, (ΔH=−349 kJ/mol).

Irregularidades das A. E. As A.E. não variam muito à medida que descemos um grupo. Para o F, o e- adicionado entra em um orbital 2p, para o Cl em um 3p, para o Br em um 4p, e assim por diante. Conforme descemos em um dado grupo, as repulsões elétron-elétron são reduzidas progressivamente. Essas repulsões fazem com que as energias de A.E. sejam positivas ou menos negativas do que poderiam ser. As A.E. do grupo 5ª (N, P, As e Sb) também apresentam peculiaridades. Esse grupo apresenta subníveis p preenchidos pela metade, onde o e- entrará em um subnível ocupado, aumentando as repulsões elétron-elétron. Assim, esses elementos têm A.E. positivas (N) ou menos negativas que as de seus vizinhos à esquerda (P, As, Sb).

Tendências periódicas dos

elementos químicos ELETRONEGATIVIDADE/ELETROPOSITIVIDADE

Poder de um átomo de atrair elétrons quando faz parte de um

composto. Assim, diz-se que ele é eletronegativo. Se o átomo

apresenta a maior tendência para perder elétrons, diz-se que

ele é eletropositivo.

Eletronegatividade de Mulliken (χm):

2

.).( EAIm

B C N O F

Cl

Br

I

H

Fr

ELETRONEGATIVIDADE

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