Mdulo i unidade 2 contedo

Módulo I – Unidade 2: Classificação periódica dos elementos

Por que organizar os elementos em uma tabela?

Quando você vai a uma biblioteca ou a uma loja que vende peças de automóveis ou no
almoxarifado de uma empresa e você solicita a pessoa que trabalha no local (a
bibliotecária, o atendente ou o almoxarife) um dos objetos (livro, peça ou um material
qualquer) estes conseguem localizá-lo rapidamente e lhe dar informações específicas
sobre o material solicitado. Como isso é possível? A resposta: todos os objetos estão
organizados e classificados em categorias e sub-categorias, definidas por afinidade. Os
livros de história estão próximos, as peças de freio estão próximas, etc. Isto torna a
localização muito mais fácil.

1. QUAIS AS PRIMEIRAS TENTATIVAS DE CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS?

Na unidade 1 você já estudou a estrutura básica dos átomos. A partir de agora você
começará a estudar que uma série de propriedades físicas e químicas dos elementos se
repetem periodicamente. No início do século dezenove muitos químicos já tinham
percebido que alguns elementos apresentavam propriedades similares e por isso
começaram a organizá-los em grupos. Veja alguns fatos importantes:

Os átomos apresentam duas regiões principais: núcleo e eletrosfera. No núcleo estão os prótons e
os nêutrons, na eletrosfera os elétrons.

a) Tríade de Döbereiner:

Em 1817 o cientista alemão Johann Wolfgang Döbereiner notou
que quando os elementos são colocados em ordem crescente de
suas massas atômicas, obtêm-se grupos de três elementos com
propriedades similares. Isto ficou conhecido como as tríades de
Döbereiner. A massa atômica do elemento central é
aproximadamente a média da massa atômica dos elementos
J. W. Döbereiner
laterais. (1780 – 1849)

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EXEMPLO:

Elemento Símbolo Massa atômica (A)
Lítio Li 7
Sódio Na 23
Potássio K 39

7 + 39 Massa atômica do sódio
massa atômica Na = = 23
2

Esta lei foi abandonada, pois:

• Vários dos elementos conhecidos não podiam ser organizados em tríades.

• Não produzia bons resultados quando um dos elementos laterais tinha massa
atômica pequena e, o outro, massa atômica elevada.

Porém, o mérito das tríades foi fazer com que os químicos olhassem para Aproveite e
teste isso para a
a possibilidade de organizar elementos em grupos.
tríade do Flúor,
Cloro e Bromo.

b) Lei das oitavas de Newlands:

Em 1864 o químico inglês John Alexander Newlands mostrou que
quando os elementos eram colocados em ordem crescente de massas
atômicas, as propriedades físicas e químicas do oitavo elemento eram
similares à do primeiro elemento. Veja como Newlands organizou os
J. A. Newlands elementos conhecidos:
(1837 – 1898)

Você sabe o nome de todos os elementos representados nas oitavas de Newlands? Não?
Então pesquise em uma Tabela Periódica! Você tem uma mais a frente, no texto.

Li Be B C N O F
(7) (9) (11) (12) (14) (16) (19)
Na Mg Aℓ Si P S Cℓ
(23) (24) (27) (28) (31) (32) (35,5)
K Ca
(39) (40)*

*massas atômicas aproximadas (em unidades de massas atômicas, u).

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Realmente, Li, Na e K possuem propriedades físicas e químicas semelhantes, como por
exemplo, todos são metais que reagem com água rapidamente.

Esta lei também foi abandonada, pois:

• Não foi válida para elementos com massa maior que a do Ca;

• Novos elementos descobertos, como os gases nobres hélio (He), Neônio (Ne) e
Argônio (Ar) não podem ser acomodados na tabela.

Novamente, a grande vantagem foi a tentativa de classificar os elementos conhecidos
em grupos com propriedades similares.

c) Tabela Periódica de Mendeleev:

Em 1869 o químico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev reuniu e estudou a
descrição detalhada (para a época, claro!) das propriedades dos 63
elementos conhecidos. No mesmo ano ele apresentou suas conclusões na
Sociedade Química Russa e também as publicou na revista alemã
‘Zeitschrift für chemie, nº 12, pg. 405’. Seu trabalho apresentava oito
conclusões, entre as quais destacamos: D. I. Mendeleev
(1843-1907)
1. Os elementos, quando arranjados em ordem crescente de suas massas atômicas,
exibem uma evidente periodicidade de suas propriedades.

2. Espera-se a descoberta de elementos ainda desconhecidos, entre os quais
elementos com propriedades semelhantes a do alumínio e do silício.

Em 1871 ele publicou uma versão melhorada de sua tabela, agrupando os elementos que
mostravam propriedades similares na mesma coluna vertical, chamadas de grupos. As
linhas horizontais foram chamadas de períodos. Uma adaptação de parte desta tabela está
mostrada abaixo.

1
H
7 9 11 12 14 16 19
Li Be B C N O F
23 24 27 28 31 32 35,5
Na Mg Aℓ Si P S Cℓ
39 40 48
?
K Ca Ti

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Os elementos de cada grupo possuíam propriedades similares, como o Se você tem dúvidas
ponto de fusão e a valência. Na sua tabela apareciam alguns vazios, os em relação ao
elementos que ainda faltavam ser descobertos. Mendeleev foi hábil o significado do termo
suficiente para prever as propriedades, como densidade, ponto de fusão massa atômica (A),
e massa atômica, que estes elementos deveriam apresentar. Mendeleev e número atômico (Z)
os demais químicos e cientistas da época acreditavam que as massas retorne a Unidade 1 e
atômicas eram a propriedade mais fundamental de um elemento e, reveja os conceitos.
portanto capaz de identificá-lo.

Uma previsão correta foi a do eka-alumínio, (eka poderia ser traduzido como ‘um após’).
Este elemento foi descoberto aproximadamente cinco anos após as previsões de
Mendeleev e realmente apresentava propriedades muito próximas às previstas por ele.
Outros fatos similares a este tornaram a classificação de Mendeleev muito popular e aceita
na época.

Mas a organização de Mendeleev também tinha problemas:

1) Por exemplo, seguindo a ordem crescente de massas, o telúrio (Te), que tem massa
atômica de aproximadamente 128, se localizaria em um grupo após o iodo (I), que tem
massa atômica aproximadamente 127. Nesta disposição, estes elementos pareciam estar
em colunas erradas, uma vez que as propriedades do iodo se assemelhavam muito mais
com a dos elementos do grupo onde estava o telúrio e vice-versa.

Mendeleev inverteu suas posições, para que os mesmos se situassem em grupos com
propriedades semelhantes. Porém com isto, a sua conclusão de que as propriedades dos
elementos eram funções periódicas de suas massas atômicas crescentes parecia estar
errada.

Mendeleev assumiu então que as massas atômicas destes elementos não tinham sido
determinadas corretamente. Mas novas medidas somente confirmaram que as massas
iniciais estavam corretas.

Consulte a Tabela periódica e encontre os valores atuais das massas atômicas do Te, I, Co,
Ni, Ar e do K.

2) Outra situação aconteceu quando se determinou corretamente as massas atômicas do
cobalto (Co), e do Níquel (Ni), ambas com massas de aproximadamente 59. Com a
descoberta de novos elementos esta situação se repetiu, como aconteceu quando se
descobriu o argônio (Ar) que tinha maior massa que o potássio (K).

Estas inconsistências levaram os cientistas a questionar o uso das massas atômicas como à
base da organização dos elementos.

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2. COMO ESTÁ ORGANIZADA A TABELA PERIÓDICA ATUAL?

Todas as inconsistências que começaram a surgir com a descoberta de novos elementos
foram resolvidas a partir de 1913. O que tem esta data de importante?

Foi nesta data que o físico inglês Henry Moseley, por meio da análise de espectro de raios
– x dos elementos, descobriu que todos os átomos de um mesmo elemento continham a
mesma carga nuclear e, portanto, o mesmo número de prótons, que dão o número atômico
do elemento. Para um átomo neutro, o número de prótons também indica o número de
elétrons ao redor do núcleo.

Rapidamente foi descoberto que as propriedades dos elementos apresentam um padrão
uniformemente repetitivo quando eles são organizados em ordem crescente do número
atômico e não da massa atômica. Assim a lei periódica atual é:

As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos.

Assim, os 111 elementos conhecidos estão organizados em ordem crescente dos números
atômicos e arranjado em linhas de comprimentos tais que permitem que elementos com
propriedades físicas e químicas semelhantes pertençam ao mesmo grupo (coluna), como
mostra a figura 1 a seguir, que representa uma Tabela Periódica.

Vamos analisar algumas características desta organização:

1 18
1 H 2 13 14 15 16 17
número dos períodos

2 número dos grupos
3 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
4
5
6
7

Figura 1 - Representação da Tabela Periódica atual

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a) Somente o hidrogênio (H) e os elementos à direita da linha em negrito (mais escura) em
forma de escada são não–metais (ametais), todos os demais elementos são metais.

• Um metal conduz eletricidade, tem brilho é maleável e Maleável : que pode ser
flexível. martelada até transformar-
se em folhas finas.
Flexível : que pode ser
• Um não – metal não conduz eletricidade não é maleável e alongada em fios.
nem flexível.

b) As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas de grupos ou famílias.

• Elas são numeradas em ordem crescente de 1 a 18.

• Algumas colunas recebem denominações específicas:

− Grupo 1: metais alcalinos

− Grupo 2: metais alcalinos terrosos

− Grupo 16: calcogênios

− Grupo 17: halogênios

− Grupo 18: gases nobres

• O hidrogênio (H) é diferente de todos os outros elementos e atualmente há uma
tendência de colocá-lo como um grupo isolado.

• O número do grupo está relacionado com o número de elétrons que estão nas
camadas de valência dos átomos. Podemos considerar que os elementos dos grupos de
1 a 12 têm, respectivamente 1 a 12 elétrons de valência.

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• VEJA ESTE EXEMPLO: Magnésio (Mg) : Nº atômico 12 ( Z = 12)

distribuição eletrônica: camadas:
nº de elétrons na camada:
dois elétrons na camada de valência: grupo 2 M
L
K
veja a representação da distribuição eletrônica
do magnésio em camadas

Os elementos dos grupos 13 a 18 têm respectivamente 3 a 8 elétrons de valência.

Para os grupos de
• VEJA ESTE EXEMPLO: Oxigênio (O), nº atômico 8 (Z = 8) 13 a 18, o número
de elétrons de
distribuição eletrônica nas camadas: valência é dado
nº de elétrons nas camada: por :
Nº do grupo - 10.
seis elétrons na camada de valência : grupo 16 L
K
veja a representação da distribuição eletrônica
do oxigênio em camadas

c) As linhas horizontais são chamadas de períodos e são numeradas de cima para baixo.

• O número do período corresponde ao número de camadas ocupadas pelos
elétrons. Veja:

19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

K L M N 4 camadas, 4º período

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d) Os dois agrupamentos destacados da tabela (indicados pelas linhas pontilhadas),
também recebem nomes específicos.

Lantanídeos são os
• Os elementos do grupo superior são chamados de
elementos cuja a série
Lantanídeos
começa pelo Lantânio.
Actnídeos são os
• Os elementos do grupo inferior são chamados de elementos cuja a série
Actinídeos. começa pelo Actníneo.

e) Todos os elementos que ocorrem após o urânio (transurânicos) são artificiais isto é, não
ocorrem na natureza. Quantidades muito pequenas (algumas vezes apenas algumas
dezenas de átomos) desses elementos foram produzidas em laboratório.

APLICAÇÃO: A qual período e grupo pertence um elemento com a seguinte configuração
eletrônica: K = 2, L = 8, M = 18, = N = 7?

Resposta: Podemos ver que a última camada deste elemento é a N, portanto ele pertence
ao 4º período. Na última Camada ele tem um total de sete elétrons, assim pertence ao
grupo 17 da tabela periódica. Reunindo estas informações e consultando a tabela
periódica, chegamos a conclusão que se trata do elemento Bromo (Br).

3. QUATRO PROPRIEDADES IMPORTANTES DOS ELEMENTOS

Para que se possa utilizar adequadamente a tabela periódica e entender corretamente
vários aspectos das características físicas e químicas dos átomos é necessário que você
entenda algumas propriedades fundamentais.

Neste tópico iremos definir quatro propriedades periódicas importantes : raio atômico,
energia de ionização, afinidade eletrônica e eletronegatividade. Elas são importantes
para se entender, por exemplo, ligação química, o próximo tópico a ser estudado. Além
disso, várias características do comportamento químico também estão relacionadas a elas.

Observe o esquema a seguir:

Número Propriedades Tipos de Ligação Propriedades
Atômico Atômicas e Estrutura Físicas e Químicas

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3.1 QUAL O TAMANHO DOS ÁTOMOS?

Podemos responder a esta pergunta, assumindo que os átomos são esféricos. Assim, se
conhecemos o raio da esfera podemos saber qual o tamanho dos átomos.

Como os átomos não são como esferas rígidas eles não têm limites muito bem definidos.
Para resolver isto fazemos uma medida da distância entre dois núcleos de átomos
idênticos e dividimos o resultado por dois. Com isto obtemos o raio atômico (r).

Raio atômico: a metade da distância entre os núcleos de dois átomos idênticos e vizinhos.

a) Como o raio atômico varia através da tabela periódica?

O raio atômico cresce de cima para baixo nos grupos e da direita para a esquerda nos
períodos, conforme mostrado abaixo na figura 2.

Figura 2 – Variação do raio atômico na Tabela Periódica

b) Por que o raio atômico varia desta forma na tabela?

• Nos grupos, o raio atômico aumenta de cima para baixo porque aumenta o número
de camadas. Lembre-se, quanto maior o período em que está o elemento, maior o
número de camdas que ele contem.

• Nos períodos, a medida que o número atômico aumenta, o número de camadas
permanece o mesmo, mas a carga nuclear (o número de prótons no núcleo) aumenta, o
que faz com que a atração do núcleo sobre os elétrons de todas as camadas aumente.
Isto atrai mais intensamente os elétrons e, por isso, o átomo tem um raio menor.

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Veja o esquema representado na Figura 3.

Grupo 1

Lítio: 2;1 Raio diminui através do período
período

Sódio: 2;8;1 Magnésio: Alumínio: Silício: Fósforo Enxofre Cloro Argônio
2;8;2 2;8;3 2;8;4 2;8;5 2;8;6 2;8;7 2;8;8

Potássio: 2;8;8;1
Raio aumenta descendo nos grupos

Rubídio: 2;8;18;8;1

Césio: 2;8;18;18;8;1

Frâncio: 2;8;18;32;18;8;1

Figura 3 – Influência do número de camadas e carga nuclear no raio atômico

54


Por causa destas características, você pode notar facilmente a variação periódica do raio
através do gráfico apresentado na Figura 4. Neste gráfico no eixo horizontal os elementos
estão colocados em ordem crescente do número atômico, e no eixo vertical estão colocados
os valores dos raios atômicos determinados como mencionado acima.

300
Cs Fr Observação:
Rb p (pico) = 10-12
250
K
Então :
Eu
Na Yb r Na = 190.10-12 m = 190 pm
raio atômico (pm)

200 Am

Li
150

I
100 Br
Cl

50 F

0 20 40 60 80 100
número atômico (Z)

Figura 4 – Variação periódica do raio atômico

APLICAÇÃO: Em que região da tabela periódica estão localizados os elementos de maior
raio atômico? Por quê?

Resposta: No canto inferior esquerdo, próximo ao césio. Porque o raio atômico aumenta
ao se descer nos grupos por causa do aumento do número de camadas e aumenta da
direita para a esquerda por causa da menor carga nuclear e, portanto da menor atração
que sofrem os elétrons da última camada.

3.2 O QUE É ENERGIA DE IONIZAÇÃO?

Você já viu na unidade 1 que os átomos podem perder um ou mais elétrons
formando cátions. Para os átomos perderem tais elétrons, é necessário Em alguns
livros você
romper a atração entre os elétrons e o núcleo.
pode encontrar
o termo
Para se medir corretamente o valor desta energia, os elétrons dos átomos Potencial de
não podem estar sob qualquer influência externa ao átomo. Por isto Ionização.
podemos propor a seguinte definição para energia de ionização:

55


Energia de Ionização: é a energia mínima necessária para retirar o elétron mais
fracamente ligado de um átomo isolado e no estado gasoso.

Lembre-se: 1 mol
Por exemplo, se você tiver um mol de átomos de alumínio (6,02—1023 corresponde a
6,02x1023 unidades,
átomos de alumínio) no estado gasoso (g) você precisará fornecer 577
da mesma forma
kJ de energia para retirar o elétron mais fracamente ligado de cada
que 1 dúzia
átomo. corresponde a doze
unidades.

1 mol Aℓ (g) + 577 kJ → 1 mol Aℓ+(g) + 1 mol e−
Cada átomo Energia Cada íon Um elétron
neutro tem 13 absorvida positivo retirado de É claro que
prótons e 13 por 1 mol (cátion) tem cada átomo também existem
elétrons de átomos 13 prótons e fazendo um nêutrons nos
12 elétrons total e um átomos
mol de
elétrons

Quanto mais afastado do núcleo, mas fracamente os elétrons estão ligados, por isso o
elétron retirado está sempre na última camada.

a) Como a energia de ionização varia na Tabela Periódica?

A energia de ionização cresce de baixo para cima nos grupos e da esquerda para a direita
nos períodos, como mostrado na Figura 5.

Figura 5 – Variação da Energia de Ionização na Tabela Periódica

56


b) Por que a energia de ionização varia desta forma?

Antes de responder diretamente esta pergunta, compare as figuras 2 e 5. Note que as
tendências são opostas! Sim, raio e energia de ionização variam de maneira oposta. Por
quê? Como já mencionamos: ´Quanto mais afastado do núcleo, mas fracamente os
elétrons estão ligados, por isso o elétron retirado está sempre na última camada.`

Nos grupos o raio diminui de baixo para cima, assim os elétrons estão mais próximos do
núcleo e por isto são atraídos com maior intensidade. Desta forma é necessário mais
energia para romper a atração e a energia de ionização aumenta de baixo para cima!

Nos períodos, o raio diminui da esquerda para a direita, assim os elétrons estão mais
próximos ao núcleo como já mencionado. Por isto, a energia de ionização cresce da
esquerda para a direita!

A Figura 6 mostra um gráfico evidenciando a periodicidade. Novamente no eixo
horizontal estão colocados os elementos em ordem crescente de número atômico e no eixo
vertical os valores das energias de ionização.

2500 He

Ne
Energia de Ionização (kJ/mol)

2000

Ar
1500 Kr
Xe
H Rn
1000

500
Li Na
K Rb Cs Fr

0
0 20 40 60 80 100
Número atômico (Z)

Figura 6 – Variação periódica da Energia de Ionização

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OBSERVAÇÃO: Sempre que se retira um elétron de um átomo o núcleo atrai os demais
elétrons com maior intensidade, por isto o cátion tem um raio sempre menor que o do
correspondente átomo neutro.

Exemplo: R = 2,35 Å r = 1,60 Å

RAIO ÁTOMO NEUTRO RAIO CÁTION
K K+

potencial de ionização?

Resposta: No canto superior direito, próximos ao flúor. Isto se dá porque quanto menor o
raio atômico, mais fortemente o elétron está atraído pelo núcleo e mais difícil de se retirá-
lo.

3.3 COMO PODEMOS DEFINIR AFINIDADE ELETRÔNICA?

Na unidade 1 já foi mencionado que átomos podem receber elétrons e formar ânions.
Uma forma de quantificar a tendência de um átomo receber elétrons é através da medida
da energia envolvida quando um átomo recebe um elétron.

Afinidade Eletrônica: é a troca de energia quando um átomo isolado na fase gasosa
recebe um elétron.

ATENÇÃO:

Compare esta definição com a definição de energia de ionização. Na energia de ionização
diz-se que « ...energia mínima necessária.. », implicando que sempre é necessário fornecer
energia para retirar o elétron. Na afinidade eletrônica emprega-se « ...troca... » de energia.
O que isto significa? Vamos responder isto com dois exemplos.

58


EXEMPLOS:

1º) Vamos analisar uma equação que indica o que acontece quando um mol de átomos de
flúor (F) isolados e no estado gasoso recebem um mol de elétrons (1 elétron para cada
átomo de flúor):

1 mol F(g) + 1 mol e− → 1 mol F −(g) + 328 kJ
Cada átomo Cada íon Energia liberada quando 1
neutro tem 9 negativo mol de elétrons é adicionado
prótons e 9 contem 9 a um mol de átomos de flúor
elétrons prótons e ( 1 elétron para cada átomo).
10 elétrons

Esta equação está indicando que estão sendo liberados para o ambiente 328 kJ de energia
quando se adiciona 1 mol elétrons em 1 mol de átomos de flúor.

2º) Analisemos a equação dada a seguir, para a adição de 1 mol de elétrons para 1 mol de
átomos de nitrogênio:

1 mol N(g) + 1 mol e− + 6,75 kJ → 1 mol N −(g)
Cada átomo Energia necessária Cada ânion
neutro contém 7 para adicionar 1 contem 7
prótons e 7 elétron para cada prótons e 8
elétrons (além, átomo neutro elétrons
obviamente de
nêutrons)

Esta equação indica que são necessários 6,75 kJ de energia para se adicionar 1 mol de
elétrons a um mol de átomos de nitrogênio isolados e no estado gasoso (1 elétron para
cada átomo).

59


Agora sim, entendemos porque na definição de afinidade eletrônica usamos o termo
« ...troca... » de energia. Alguns átomos liberam energia quando recebem elétrons. Outros
átomos precisam absorver energia para isto.

É comum dizermos que átomos apresentam elevada afinidade eletrônica quando liberam
valores relativamente altos de energia. Já átomos que liberam pouca energia ou precisam
absorvê-la para receberem elétrons são ditos de baixa afinidade eletrônica.

a) Como a afinidade eletrônica varia através da tabela periódica?

A afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita ao longo dos períodos e de
baixo para cima nos grupos, como representado na figura 7.

Costuma-se não incluir nesta tendência os gases nobres (elementos do grupo 18,
localizado na coluna em destaque à direita), pois eles demonstram afinidade eletrônica
muito baixa, isto é, precisam absorver muita energia para receber 1 elétron.

Figura 7 – Variação da afinidade eletrônica ao longo da tabela periódica

b) Por que a afinidade eletrônica varia desta forma?

Porque o elétron adicionado entra na última camada. Quando mais próxima do núcleo
estiver a última camada, maior será a atração e por isto maior a afinidade eletrônica.
Portanto, de forma geral, quando menor o raio atômico maior a afinidade eletrônica.

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OBSERVAÇÃO: Sempre que se adiciona um elétron de um átomo o núcleo todos os
elétrons com menor intensidade, por isto o ânion tem um raio sempre maior que o do
correspondente átomo neutro.

Exemplo : r = 1,67 Å R = 0,99 Å

RAIO ÂNION RAIO ÁTOMO NEUTRO
Cℓ− Cℓ

APLICAÇÃO: Em que região da tabela estão localizados os elementos de maior afinidade
eletrônica Por quê?

Resposta: Estão localizados no canto superior direito, próximos do flúor. É que nesta
região estão os elementos de menor raio e a afinidade eletrônica aumenta conforme o raio
diminui, pois os elétrons adicionados entram em camadas que sofrem uma maior atração
da carga nuclear.

3.4 COMO PODEMOS DEFINIR ELETRONEGATIVIDADE?

Diferente do que acontece com as outras propriedades periódicas, existem
várias definições de eletronegatividade. Porém nós iremos estudar a
primeira e mais popular de todas: a eletronegatividade definida por Linus
Pauling.

A definição de eletronegatividade dada por Pauling pode ser enunciada Linus Pauling
como: 1901-1994

Eletronegatividade: é a tendência de um átomo de um elemento atrair elétrons para si
quando ele faz parte de um composto.

Note que nesta propriedade, diferente do que acontece com energia de ionização e
afinidade eletrônica, o átomo em questão não está isolado, e sim fazendo ligação química
com outros átomos.

61


a) Por que Pauling definiu eletronegatividade desta forma?

Porque Pauling propôs sua definição de eletronegatividade quando estudava a energia
necessária para romper ligações químicas entre átomos. Para explicar suas observações ele
propôs que os átomos não compartilhavam os elétrons de forma igualitária, criando o
conceito de eletronegatividade explicitado acima.

Pelo mesmo motivo, os valores de eletronegatividade de Pauling não são absolutos e sim
relativos à atração que cada átomo exerce sobre os elétrons. Em função disto, foi
necessário se estabelecer um valor de referência, a partir do qual todos os demais valores
serão expressos. Alguns livros atribuem valor 4,0 para o átomo de flúor, e a
eletronegatividade dos demais são relativas a este valor. Alguns outros livros dão como
referência o H, com eletronegatividade de 2,20.

Os dois valores produzem escalas muito próximas. Por exemplo, assumindo que o H tem
eletronegatividade de 2,20, a do flúor (F) é de 3,98. Tomando como referência o flúor com
valor de 4,00 o hidrogênio teria eletronegatividade de 2,10.

Pelo mesmo motivo, os elementos do grupo 18 (gases nobres) não são incluídos
normalmente na escala de eletronegatividade de Pauling. São conhecidos compostos
estáveis somente com xenônio. Se a maioria dos gases nobre não forma compostos não é
possível medir a atração destes átomos sobre os elétrons!

b) Como a eletronegatividade varia através da tabela periódica?

Ela cresce da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nos grupos, como
mostrado na Figura 8.

Figura 8 – Variação da eletronegatividade através da tabela periódica.

62


c) Por que a eletronegatividade varia desta forma?

Porque átomos com maior capacidade de atrair os elétrons são os que têm maior afinidade
eletrônica, menor raio e a maior energia de ionização.

A variação periódica da eletronegatividade pode ser observada a partir do gráfico da
figura 9.

F
4.0

3.5
Cl
Eletronegatividade de Pauling

Br
3.0
I
2.5 At
H
2.0

1.5
Cm
1.0
Li Na
K Rb Cs
0.5 Fr

0 20 40 60 80 100
Núm ero atôm ico

Figura 9 – Variação periódica da eletronegatividade

eletronegatividade? Por quê?

Resposta: Estão localizados no canto superior direito, próximos ao flúor, pois é nesta área
onde estão dispostos os elementos com o menor raio atômico e os maiores valores de
afinidade eletrônica e energia de ionização.

63


EXERCÍCIOS:

1. (UFPA -2004) Em relação à tabela periódica atual é correto afirmar que:

(A) Cada linha horizontal corresponde a uma família e cada linha vertical corresponde a
um período.
(B) Em sua forma compacta, a tabela apresenta 18 grupos que podem ser numerados de
1 a 18, da esquerda para a direita.
(C) Fe, Co e Ni são classificados como elementos representativos por localizarem-se no
quarto período da tabela.
(D) Os elementos de maior energia de ionização localizam-se no canto inferior esquerdo
da tabela.
(E) O gás cloro, Cℓ2, é constituído por átomos pertencentes à família dos gases nobres.

2. (UFSC) Cada elemento químico tem associado ao seu nome o símbolo que o representa.
Escolha a(s) opção(ões) que associa(m) corretamente o(s) nome(s) e símbolo(s)

01. S = enxofre, F = flúor
02. Ag = prata, O = oxigênio
03. Pb = chumbo, Po = potássio
04. C = carbono, Au = ouro
05. N = nitrogênio, H = hélio
06. Fe = ferro, Na = sódio
07. Hg = mercúrio, P = polônio

3. Em relação ao ferro e oxigênio podemos afirmar que pertencem, respectivamente, aos
grupos dos:

(A) metais de transição interna e halogênios
(B) metais alcalinos terrosos e calcogênios
(C) metais de transição e gases nobres
(D) metais de transição e calcogênios
(E) metais alcalinos e halogênios.

64


4. (FAFI-MG) A propriedade periódica que apresenta a variação mostrada abaixo é:

(A) eletronegatividade
(B) raio atômico

aumenta
(C) densidade
(D) volume atômico
(E) massa atômica

5. (ITA-SP) Em relação ao tamanho dos átomos e íons são feitas as afirmações seguintes:

I) O Cℓ-(g) é menor do que o Cℓ (g).
II) O Na1+(g) é menor do que o Na(g).
III) O Ca2+(g) é maior do que o Mg2+(g)
IV) O Cℓ (g) é maior do que o Br(g).

Das afirmações anteriores estão corretas apenas:

(A) II
(B) I e II
(C) II e III
(D) I, III e IV
(E) II, III e IV

6. (UCSal-BA) Na transformação Na(g) + E Na1+(g) + e-, E representa:

(A) eletroafinidade
(B) calor de solvatação
(C) calor latente de vaporização
(D) energia reticular
(E) energia de ionização

7. (VUNESP-SP) A energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro
gasoso é chamada de:

(A) entalpia de formação
(B) afinidade eletrônica
(C) eletronegatividade
(D) energia de ionização
(E) energia de ligação

65


8. Na Tabela periódica, os grupos que apresentam os elementos com a menor
eletronegatividade de Pauling (os mais eletropositivos) são os:

(A) Gases nobres
(B) Halogênios
(C) Calcogênios
(D) Metais alcalinos terrosos
(E) Metais alcalinos

RESPOSTAS:

1–B
2 – 1, 2, 4, 6
3–D
4–B
5–C
6–E
7–B
8–E

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