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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


                                                                                      2	
  
	
  
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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.

                                                                                     3	
  
	
  
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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.




                                                                                     4	
  
	
  

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Propriedades periódicas e afinidade eletrônica

  • 1. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     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.
  • 2. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     • 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 2    
  • 3. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     • 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. 3    
  • 4. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     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. 4