O documento discute as propriedades periódicas, incluindo afinidade eletrônica, metais, não-metais e metalóides. Explica que a afinidade eletrônica é a mudança de energia quando um átomo ganha um elétron, e varia de acordo com a configuração eletrônica. Também descreve que metais tendem a perder elétrons enquanto não-metais tendem a ganhar elétrons, e que metalóides têm propriedades intermediárias. Finaliza com exercícios sobre essas propried
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Tópico 4 – Propriedades Periódicas
4.7 Afinidade eletrônica
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo
gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo
acima) quanto endotérmica:
Ar(g) + e- → Ar-(g)
• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade
eletrônica é positiva ou negativa.
• O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem uma
energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p.
• Existem átomos que, apesar de já possuírem todos os seus próprios
elétrons, podem ainda receber elétrons extras com muita facilidade.
Essa capacidade é conhecida como afinidade por elétrons ou
eletroafinidade.
• Átomos de elementos com alta eletroafinidade, ao receberem elétrons
extras, transformam-se em íons negativos (ânions) bastante estáveis.
• Já os átomos que não aceitam elétrons facilmente (ou seja, de
elementos com baixa eletroafinidade) formam ânions bastante instáveis.
• O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora
possa também ser positivo (ao contrário do potencial de ionização, que é
sempre positivo).
• Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a facilidade
do átomo para receber um ou mais elétrons. Contrariamente, quanto
mais positivo esse valor, mais será preciso "forçar" o átomo para que
receba elétrons.
• Tal como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica na
tabela periódica tende a ser contrária à variação do raio atômico.
• Ao percorrermos um período da esquerda para a direita, o raio atômico
diminui. Com isso, a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons se
torna maior, o que aumenta a afinidade eletrônica
• Ao longo dos grupos, o raio atômico diminui de baixo para cima, e, pelo
mesmo raciocínio, a eletroafinidade aumenta nesse sentido.
• Em oposição, os átomos dos gases nobres (grupo 18 ou VIIIA) têm
valores positivos de afinidade eletrônica, revelando sua dificuldade em
receber elétrons e formar ânions
• Os átomos dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) têm grandes valores
negativos de afinidade eletrônica. De fato, esses átomos recebem
elétrons com muita facilidade, e os ânions por eles formados (F-, Cl-, Br-
, I-) têm estabilidade muito grande.
• Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons
de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.
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• Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de
ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando
ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta
eletronegatividade.
• Depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na
última camada
• Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior
atração sobre os elétrons de outros átomos.
4.8 Metais
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou
lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e
tendem a formar cátions em solução aquosa).
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
• O caráter metálico diminui ao longo do período.
• Os metais têm energias de ionização baixas.
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions
característicos.
• Todos os metais do grupo 1A formam íons M+.
• Todos os metais do grupo 2A formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição tem cargas variáveis.
• A maior parte dos óxidos metálicos é básico:
Óxido metálico + água → hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
4.9 Não-metais
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• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os
metais.
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a
ganhar elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
• A maior parte dos óxidos não-metálicos é ácido:
óxido não-metálicos + água → ácido
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq)
4.10 Metalóides
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os
não-metais.
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
• Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
Exercícios
1. Sem fazer uso da Tabela Periódica, responda quais dos seguintes
elementos é:
a) Metal alcalino: 29Cu, 11Na, 18Ar, 3Li,
b) Metal Alcalino-terroso: 19K, 12Mg, 17Cl, 38Sr
c) Elemento de transição: 24Cr, 7N, 11Na, 21Sc
d) Actinídio: 8O, 20Ca, 92U
e) Lantanídeo: 58Ce, 4Be, 15P
f) Halogênio: 17Cl, 10Ne, 9F, 33As
g) Gás Nobre: 10Ne, 9F, 18Ar, 12Mg
2. Organize os seguintes elementos na ordem crescente de raios atômicos
(F,S e Cl)
3. Organize os elementos na ordem de energias de ionização crescentes:
Mg, Ca e S.
4. Qual o átomo entre os alcalinos terrosos tem o menor raio.
5. Selecione o íon ou o átomo que possui o maior raio atômico nos
seguintes pares:
a) Cl ou Cl-
b) Al ou O
c) In ou I
6. Compare os elementos Na, Mg, O e P.
a) Qual tem o maior raio atômico?
b) Qual tem a afinidade eletrônica mais negativa?
c) Coloque os elementos em ordem crescente de energia de ionização.
7. Identifique o elemento que corresponde a cada uma das seguintes
características:
a) O elemento com configuração eletrônica 1s22s22p63s23p3.
b) O elemento alcalino terroso com menor raio atômico.
c) O elemento com maior energia de ionização do grupo 5A.
d) O elemento cujo íon 2+ tem configuração [Kr]4d5.
e) O elemento com afinidade eletrônica mais negativa no grupo 7A.
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f) O elemento com configuração eletrônica [Ar]3d104s2.
8. Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de energia de
ionização: Cl, Ca2+ e Cl-. Explique resumidamente sua resposta.
9. Explique as seguintes variações de raios atômicos ou iônicos:
a) I->I b) Ca2+>Mg2+>Be2+ c) Fe>Fe2+>Fe3+
10. Considere as seguintes esferas:
Qual representa Ca, Ca2+ e Mg2+?
11. a) Qual a relação geral entre o tamanho do átomo e sua primeira energia
de ionização? b) Qual elemento na tabela periódica tem a maior energia
de ionização? E qual tem a menor?
Referências bibliográficas
1) Brown, L. T.; Lemay Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R. Química a
Ciência Central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
2) Russel, J. B. Química Geral v. 1 e v. 2, 2ª ed. São Paulo: Makron Books,
1994.
3) Brown, L. S.; Holme, T. A. Química Geral Aplicada à Engenharia, 1ª ed. São
Paulo: Cengage Learning, 2009.
4) Jones, L.; Atkins, P. Princípios de Química – questionando a vida moderna
e o meio ambiente. 3ª ed. Artmed Bookman, 2006.
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