ESTUDO DIRIGIDO- CONF ELETRONICA E TABELA PERIODICA 2

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Capitulo 3: Configuração Eletrônica e Propriedades Periódica
LUZ E OUTRAS FORMAS DE RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
A velocidade a qual a luz (c) se propaga no espaço é dada pelo produto da freqüência e o comprimento de onda. Frequência é igual ao número de ondas completas que passam por um ponto fixo no espaço por unidade de tempo. . A unidade é s-1 e é denominada HERTZ. O símbolo da frequência é ν. Enquanto que o comprimento de onda significa a distância entre duas cristas ou máximos sucessivos (ou entre dois cavalos ou mínimos sucessivos). A distância pode ser dada em metros, em nanômetros ou qualquer outra unidade de comprimento que seja conveniente. O símbolo do comprimento de onda é a letra ʎ. A velocidade de uma onda (v) é dada pela equação abaixo: 
 v = ʎ ν
onde ʎ e ν são inversamente proporcionais. Uma radiação com curto ʎ possui alta ν. Esta mesma equação se aplica a radiação eletromagnética, para qual o produto do comprimento de onda pela frequência é igual à velocidade da luz, c
 c = ʎ ν
onde c = 2,99 x 108 m/s.
Luz é uma onda que apresenta ambos os componentes elétricos e magnéticos.
A luz visível apresenta uma faixa estreita de frequência e comprimento de onda na porção do espectro eletromagnético que nossos olhos podem ver. São radiações com comprimento de ondas entre 400 nm (violeta) e 700 nm (vermelho). Quando a luz branca é focalizada em um prisma, os raios de diferentes comprimentos de onda da luz são desdobrados em diferentes quantidades e a luz é transformada em um espectro de cores: vermelho, laranja, amarelo, verde, azul e violeta.
Exemplos de radiações eletromagnéticas: Ondas do mar, Som, Raios Gama, Luz, Ondas de rádio, Raio X, Infravermelho, etc como mostrado na figura abaixo.
Modelo Atômico de Bohr (1913)
1º Postulado: Átomos e moléculas apenas podem existir em certos estados caracterizados por quantidades discretas de energia. (Quantização de energia).
	
2º Postulado: Fornecendo energia (térmica, elétrica,...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo (mais energéticos). Ao voltarem ás suas órbitas originais, devolvem a energia absorvida em forma de luz (fóton).
ΔE = ΔE superior - ΔE inferior = h c/ λ
onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s), c é a velocidade da luz (3,00 x 108 m/s) e λ é o comprimento de onda.
3º Postulado: Os estados energéticos permitidos de átomos e moléculas podem ser descritos por uma série de números denominados números quânticos.
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A resolução da equação leva às funções de onda. A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS - Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. Chamamos as funções de onda de orbitais. A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. Relaciona, então, com o tamanho do átomo e indiretamente com a energia. A coroa ou eletrosfera está dividida em 7 níveis ou camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, respectivamente. O elemento de número atômico 112 apresenta o seguinte número de elétrons nas camadas energéticas
	K 
	 L 
	M 
	N 
	O 
	P 
	Q 
	2 
	8 
	18 
	32 
	32 
	18 
	2 
2. Número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. Relaciona com a forma do orbital.
3. Número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.
Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. Linus Pauling descobriu que a energia dos subníveis cresce Na ordem:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…
CAMADA DE VALÊNCIA - é o nível mais externo, isto é, última camada do átomo e pode contar no máximo 8 elétrons. é o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de alguma ligação química.
SUBNÍVEIS OU SUBCAMADAS DE ENERGIA
Uma camada de número n será subdividida em n subníveis: s, p, d, f, g, h, i…
 Número máximo de elétrons em cada subnível experimental: s(2), p(6), d(10), f(14)
SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO, último subnível usado na distribuição por ordem energética. Pode estar incompleto ou não. No caso é o 4p3 que contém elétrons um total de 3 elétrons. (distribuição abaixo) - Z = 33 
ORDEM ENERGÉTICA (ordem de preenchimento): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
ORDEM GEOMÉTRICA é a ordenação crescente de níveis energéticos, ou seja, pelas camadas.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3.“Visualizando” a distribuição por ordem geométrica e usando as letras dos níveis (camadas), teremos as camadas energéticas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 5
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ÍONS
Átomo neutro (estado fundamental): nº de prótons = nº de elétrons
Íon: nº de prótons (p) ≠ nº de elétrons 
Íon positivo (cátion): nº de p > nº de elétrons, pois perdeu elétrons.
Íon negativo (ânion): nº de p < nº de elétrons, pois ganhou elétrons.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM CÁTION
Retirar os elétrons mais externos, isto é, da última camada do átomo correspondente. Exemplo: Ferro (Fe)
Ordem energética: Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (estado fundamental = neutro)
Ordem geométrica: Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
Perceba que 4s2 é a última camada (C.V.)
Desta forma a distribuição para o cátion ferro II ficará: (cátion perde 2 elétrons)
Fe2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (estado iônico) 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ÂNION
Colocar os elétrons no subnível incompleto. 
Exemplo: Oxigênio (O) 
Ordem energética: Z = 8 → 1s2 2s2 2p4 (estado fundamental = neutro)
Desta forma a distribuição para o ânion bivalente oxigênio, que recebe 2 elétrons ficará: O2- → 1s2 2s2 2p6
SPIN ELETRÔNICO E O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI 
Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de rotação = ± ½.
O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
REGRA DE HUND
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados.
REGRAS: (a)Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. (b) Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). (c) Para os orbitais degenerados (orbitais com mesma energia), os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (Regra de Hund).
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA CONDENSADA
O neônio tem o subnível 2p completo. [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
O sódio marca o início de um novo período. Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3s1
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
METAIS DE TRANSIÇÃO
Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos.
METAIS DE TRANSIÇÃO: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência. 
LANTANÍDEOS E ACTINÍDEOSDo Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
Observe: La: [Kr]6s25d14f1
Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras.
Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.
A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
CONFIGURAÇÕES E A TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. O número do período é o valor de n.Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido. Os grupos 13 -18 têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3 -12 têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
TABELA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS
LEI PERIODICA: “ AS PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS VARIAM PERIODICAMENTE COM SEUS NÚMEROS ATÔMICOS”.
Sua construção obedece aos seguintes critérios:
1. Os elementos estão dispostos segundo a ordem crescente de seus números atômicos.
2. Elementos de propriedades semelhantes encontram-se numa mesma linha vertical que chamamos de GRUPOS.
3.Elementos dispostos numa mesma linha horizontal (PERĺODOS) apresentam uma variação gradual de propriedades.
A tabela consta de sete linhas horizontais, ou seja, sete períodos. A variação gradual de propriedades num período deve-se a adição sucessiva de um elétron, no mesmo nível, ao passarmos de um elemento para o seguinte.
A semelhança de propriedades entre os elementos de um mesmo grupo deve-se ao fato deles possuírem o mesmo número de elétrons no ultimo nível e estrutura interna semelhante.
Os elementos dividem-se em categorias: elementos representativos, gases nobres, elementos de transição, lantanídeos e actinídeos.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: também chamados de elemento do grupo principal. São os elementos pertencentes ao GRUPO 1, 2, e do GRUPO 13 até o GRUPO 17. São todos aqueles que apresentam o elétron situado no subnível s ou p (incompleto) da camada mais externa.	
GASES NOBRES: São os elementos do Grupo 18. Com exceção do Hélio, os gases nobres apresentam o subnível p completo.	
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO: São os elementos do GRUPO 3 até o GRUPO 12. Apresentam elétrons situados nos subníveis d incompletos. Esses elementos são geralmente conhecidos como elementos de transição do bloco d.
LANTANĺDEOS E ACTINĺDEOS: Conhecidos como elementos de transição do bloco f. Apresentam os elétrons situados em subníveis f.	
A figura abaixo representa os primeiros 20 elementos da tabela periódica. O número atômico aumenta de um cada vez que os elementos são vistos da esquerda para direita. Tabela periódica inclui diferentes tipos de informações. A tabela abaixo inclui a configuração eletrônica para o elétron de valência para cada um desses 20 primeiros elementos.
Existem similaridades na estrutura dos elementos dentro dos grupos. Veja a estrutura eletrônica de cada elemento pertencente ao Grupo 1. Quantos elétrons estão presentes na camada mais externa desses elementos? --------------Use a tabela acima para responder as seguintes perguntas:
1. Os elementos do grupo 2 tem dois elétrons de valência na sua camada mais externa. Os elementos do grupo 3 apresentam --------- em sua camada de valência.
2. Os elementos do grupo 4 apresentam --------------em sua camada de valência.
3. Os elementos do grupos 5,6 e 7 apresentam ----------,--------,--------em sua camada de valência.
4. Os elementos do grupo 8 (gases nobres) apresentam cada um 8 elétrons na sua camada mais externa com exceção do elemento Hélio, o qual apresenta somente --------------- na sua camada mais externa.
Os elementos da camada mais externos são chamados de elétrons de valência. Os elétrons situados na camada de valência são importantes porque estão envolvidos quando os átomos se unem quimicamente para formar os compostos. Quando um átomo de magnésio se une a outro átomo para formar um composto, quantos elétrons do átomo de magnésio serão envolvidos na formação desse composto? ------------------
SÍMBOLOS DE LEWIS
Os elétrons de valência ou da camada da mais externa podem também ser representados por pontos. Magnésio, com dois elétrons de valência, pode ser representado com Mg : (onde cada um dos pontos representa um elétron de valência).Os 20 primeiros elementos representados pelos seus símbolos de Lewis são mostrados abaixo:
Quais elementos apresenta 5 elétrons de valência? ----------------------------------Abaixo vemos a representação do símbolo de Lewis para os elementos pertencentes ao terceiro período.
Lembrar que os dois primeiros elétrons se emparelham enquanto todos os elétrons adicionais permanecem sozinhos até todos os 4 lados do símbolo sejam ocupados. O primeiro par de elétrons representa a subcamada s enquanto os próximos 6 elétrons representam a subcamada p. Os elétrons situados em uma subcamada preferem permanecer desemparelhado até que cada orbital contenha 1 elétron. O elemento As apresenta 5 elétrons de valência na sua camada mais externa. A camada de valência contém 2 elétrons na subcamada s e três na subcamada p. Desenhe o símbolo de Lewis para esse elemento. --------------------- 
Lembrar!! 
Os pontos representam os elétrons de valência, e que os elétrons de valência são importantes porque eles são envolvidos quando dois ou mais átomos combinam quimicamente para formar compostos.
Antes de usarmos a estrutura de Lewis para mostrar os compostos, devemos, entretanto, aprender com distinguir entre dois tipos de compostos químicos: iônico e covalente. O arranjamento dos elétrons de valência para esses dois tipos de compostos são diferentes, mas ambos podem ser mostrados usando os símbolos de Lewis.
IONS
Um íon é um átomo ou grupo de átomos que não é neutro. Os números de elétrons e prótons em um íon não são os mesmos. Você sabe que um próton refere-se à carga positiva enquanto o elétron apresenta a carga negativa. Um átomo neutro, portanto, apresenta igual número de prótons e elétrons, tendo como resultado um cancelamento entre as cargas. Os números de prótons permanecem inalterados quando um átomo torna-se um íon, mas um ou mais elétrons podem ser ganho ou perdido. Isto resulta em um íon apresentando mais ou menos elétrons do que prótons.
1. Oxigênio, com o número atômico 8 apresenta 10 elétrons. Ele consiste em um íon ou um átomo neutro?---------------
2. Alumínio, com um número atômico 13, também contem 10 elétrons. É um íon ou átomo neutro? --------------
3. Magnésio, com número atômico de 12 apresenta 12 elétrons. É um íon ou um átomo neutro?--------------------
O íon do oxigênio com 10 elétrons e um número atômico 8 significa dizer que ganhou dois elétrons extras. Desde que cada elétron tem uma carga negativa, o oxigênio apresentará carga - 2. A carga -2 será, então, escrita na parte superior direita do oxigênio indicando que o elemento apresenta dois elétrons extras, O-2. O mesmo raciocínio segue para o alumínio que apresentando o símbolo Al+3 significa dizer que o mesmo perdeu três elétrons. Portanto, o íon cálcio (Ca+2) apresenta 20 prótons e ---------------------------------- elétrons.
O íon cloro ganhou um elétron. Ele é simbolizado por Cl-. O íon sódio perdeu um elétron. Ele é simbolizado por Na+. O íon potássio é simbolizado por K+. Ele (ganhou ou perdeu) ---------------------------- elétrons? Quantos? -------
Portanto, sabe-se que um íon é formado quando um átomo neutro, ganha ou perde elétrons. Como uma regra geral, átomos tendem a formar sets de oito elétrons em sua camada mais externa quando eles combinam para formar compostos. Átomos com seis e sete elétrons de valência tem uma grande atração por um ou dois elétrons extras, enquanto que átomos com um, dois ou três elétrons de valência apresenta pequena atração em permanecer com os mesmos na formação dos compostos. Então, um átomo com seis ou sete elétrons apresenta a tendência de ganhar elétrons de outro átomo com um, dois ou três elétrons de valência quando esses átomos se combinam quimicamente.Cálcio apresenta dois elétrons de valência. Oxigênio apresenta seis elétrons de valência. Se um átomo de cálcio se combinar com um átomo de oxigênio, qual átomo ganhará elétrons e qual perderá os elétrons?----------------------------
Ganhando dois elétrons, o átomo de oxigênio, o qual tem 6 elétrons de valência, torna-se um íon com um total de oito elétrons de valência. O símbolo do íon será O2-. Perdendo dois elétrons, o átomo de cálcio torna-se positivo e é simbolizado por Ca+2. A tendência geral dos átomos de formar sets de oito elétrons nas suas camadas mais externas quando se combinam para formar compostos químicos é comumente conhecido como REGRA DO OCTETO.
Os gases nobres já apresentam 8 elétrons de valência em sua camada mais externa, excetuando-se o átomo de Hélio que apresenta 2 elétrons. Quando os átomos combinam para formar compostos, geralmente, tendem a formar a configuração eletrônica que são similar a de um gás nobre.
O átomo neutro de cloro tem 17 elétrons em sua configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. A sua camada mais externa é representada por 3s2, 3p5. Ao combinar-se quimicamente com outro átomo, tipo o sódio, o átomo de cloro ganhará um elétron formando o íon cloreto, Cl-, o qual apresentará a seguinte configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 e possuindo, portanto, um total de 18 elétrons.
Lembre que quando um átomo combina para formar compostos, eles tendem geralmente a atingir a configuração de um gás nobre. Quando um átomo de cloro torna-se um íon, ele ganha um elétron ficando a sua estrutura eletrônica final com 18 elétrons indicando que o íon cloreto atingiu a configuração estável de um gás nobre. Escreva o íon para cada um dos seguintes átomos neutros do Grupo 17.
ÁTOMOS: Cl, Br, I, F, At ÍONS: -----------------------------------
Um átomo de cada elemento do Grupo 1 tem somente um único elétron de valência na sua camada mais externa. Um átomo de cada elemento do Grupo 2 apresenta dois elétrons de valência em sua camada mais externa. Esses átomos desistem desses elétrons de valência tornando-se íons positivos. Escreva os símbolos para cada um dos seguintes átomos neutros:
ÁTOMOS: Ca, K, Ba, Li, Mg, H ÍONS: ----------------------------------------------
Muitos elementos situados em outros grupos diferentes dos grupos mencionados acima podem formar íons de cargas variadas. Em alguns casos a regra do octeto é seguida e em outros não. Veja, por exemplo, o elemento Cobre (Cu). Ele pode formar tanto Cu+ ou Cu+2.Em outras palavras, um átomo de cobre pode tanto perder um ou dois elétrons formando dois tipos diferentes de íons. Um átomo de Fe, por sua vez, pode perder 3 elétrons. Escreva o símbolo desse íon do Ferro: -----------------
Metais formam, geralmente, íons positivos enquanto não metais formam íons negativos. Metais, formando íons, são esperados (perder, ganhar) ------------------------- elétrons. Não metais, formando íons, são esperados (ganhar, perder) ------------------------ elétrons.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
RAIO ATÔMICO – ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
PERĺODO: O raio atômico, geralmente, decresce ao longo do período. No período, o número quântico principal, n, dos orbitais de valência é o mesmo. Ao percorrer de um elemento a outro dentro de um mesmo período envolve a adição de um próton ao núcleo e de um elétron na camada de valência. Como a carga nuclear aumenta e os elétrons estão sendo adicionados em um mesmo nível de energia (mesma camada) ocorrerá, uma maior atração entre o núcleo e os elétrons, ocasionando um decréscimo no raio atômico.
GRUPO: O raio atômico aumenta ao longo de um grupo. Os elétrons de valência entram em diferentes números quânticos principais, ou seja, são adicionados em diferentes camadas ficando cada vez mais longe do núcleo. Como os elétrons estão sendo adicionados em camadas diferentes haverá também um aumento no número de elétrons internos que protegerão os elétrons externos de serem atraídos pelo núcleo.
RAIO IÔNICO: ÂNIONS E CÁTIONS
Os íons positivos (cátions) são sempre menores do que o átomo neutro. Os íons negativos (ânions) são sempre maiores do que o átomo neutro.
EXPLICAÇÃO: Isso pode ser explicado em termo da atração do núcleo pelos elétrons externos do íon.
CÁTION: Um cátion apresenta menos elétrons externos do que o átomo neutro, portanto, o núcleo atrai os elétrons mais fortemente reduzindo assim o tamanho. Por exemplo, o íon Be+2 é formado quando o átomo de berílio, Be, perde dois de seus elétrons 2s. A carga nuclear, no entanto, permanece constante. É esperado, portanto, que a carga +4 no íon Be+2 atraia mais fortemente os elétrons remanescentes diminuindo o tamanho do cátion.
ÂNION: Um ânion apresenta mais elétrons do que o átomo neutro, o que significa que a atração do núcleo para cada elétron é reduzido resultando em uma expansão do íon. Assim quando um átomo de flúor (que apresenta sete elétrons em seu nível de energia maior) ganha um elétron, ele torna-se um íon fluoreto, F-, com oito elétrons no seu nível maior de energia. Esses oito elétrons repelem-se um ao outro mais fortemente expandindo a nuvem eletrônica. Portanto, o íon F- é muito maior do que o átomo neutro F.
ĺON O2- F- Na+	Mg+2
Raio Iônico 126 119 116	86
No de Prótons 8 9 11	12
No de elétrons 10 10 10 10
Íons Isoeletrônicos são íons que apresentam o mesmo número de elétrons. A tabela acima mostra a variação do raio atômico de alguns íons isoeletrônicos.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO - É definida como a energia requerida para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. Cada átomo pode ter uma série de energia de ionização porque mais de um elétron pode ser removido (exceção do H). Por exemplo, para Mg+2 temos:
 Mg(g) → Mg+(g) + e- EI(1) = 738 kJ/mol
1s2, 2s2, 2p6, 3s2 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
 Mg+(g) → Mg+2(g) + e- EI(2) = 1451 kJ/mol
1s2, 2s2, 2p6, 3s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s0
 Mg+2(g) → Mg+3(g) + e- EI(3) = 7733 kJ/mol
1s2, 2s2, 2p6, 3s0 1s2, 2s2, 2p6
Onde EI (1) é a primeira energia de ionização, EI (2) é a segunda energia de ionização e EI (3) é a terceira energia de ionização.
OBS1: EI (2) é maior do que EI (1) porque é sempre mais difícil de remover um elétron de um íon carregado positivamente do que do átomo neutro correspondente.
EXPLICAÇÃO: Energia de ionização mede quão fortemente os elétrons estão ligados ao átomo. Ionização sempre requer energia para remover um elétron da força atrativa do núcleo. Baixa energia de ionização indica que o elétron é fácil de ser removido, e, portanto, fácil de formar um íon positivo (cátion). Ao remover um elétron de um átomo ocorre um aumento da força atrativa entre o núcleo carregado positivamente e os elétrons remanescentes. A EI, portanto, aumenta.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO: ELEMENTOS DO BLOCO S E P
PERĺODO: À medida que se percorre um período ocorre um aumento da carga nuclear com o aumento do número atômico, consequentemente, ocorre um decréscimo do raio atômico. Portanto, a energia requerida para remover um elétron aumenta.
GRUPO: À medida que percorre o grupo ocorre um aumento do tamanho do átomo tornando-se mais fácil de remover o elétron.
GRUPO 1: Os metais desde grupo apresentam uma EI muito baixa. Eles apresentam somente um elétron no seu nível de maior energiae são os maiores átomos de seus períodos. O elétron é, então, fácil de ser removido. Ao mover-se para baixo no grupo, a EI torna-se ainda menor. A força de atração entre um núcleo carregado positivamente e os elétrons decresce à medida que a distância entre eles aumentam.
GRUPO 2: Apresentam a EI significantemente maior do que os elementos do Grupo 1 no mesmo período. Isto é porque os elementos do Grupo 2 apresentam menor raio atômico e maiores valores da carga nuclear efetiva. É muito mais difícil de remover um elétron de um subnível completo s do Grupo 2 do que remover um único elétron do subnível s (semi-preenchido) do Grupo 1.
GRUPO 3: Os elementos desse grupo constituem uma exceção da tendência periódica. Eles apresentam uma EI menor do que os elementos do Grupo 2 do mesmo período porque apresentam somente um único elétron no orbital p. Requer muito menos energia para remover o primeiro elétron do orbital p do que o segundo elétron do orbital s de um mesmo nível de energia principal porque um orbital ns apresenta uma energia menor ( ou seja, mais estável) do que um orbital np.
EXCEÇÕES:
1. BORO (B) e BERĺLIO (Be)
 B (Z= 5) = 1s2, 2s2, 2p1 Be (Z = 4) = 1s2, 2s2
O Boro apresenta EI menor do que Be porque seu elétron externo está localizado no subnível 2p o qual está menos fortemente ligado do que os elétrons no subnível 2s. Ou seja, é muito mais fácil retirar um elétron do subnível 2p do que os elétrons localizados no subnível 2s.
2. NITROGÊNIO (N) E OXIGÊNIO (O)
 N (Z= 7) = 1s2, 2s2, 2p3 O (Z = 8) = 1s2, 2s2, 2p4
A EI do N é maior do que a do O. Isto é devido a grande repulsão mútua sofrida pelo elétron no subnível 2p (4º elétron do oxigênio) tornando mais fácil do mesmo ser removido. Ou seja, requer menor energia para remover um elétron desemparelhado de um elemento do grupo 16 do que remover um elétron desemparelhado p do Grupo 15 num mesmo período. Isto é devido à estabilidade relativa dos orbitais p semi preenchido no Grupo 15.
OBS: O conhecimento dos valores de EI permite-nos presumir se um elemento é capaz de formar compostos iônicos ou covalentes. Elementos com baixa EI formam compostos iônicos, ou seja, perdem seus elétrons na formação de um íon carregado positivamente (cátion). Elementos com EI razoável geralmente formam compostos covalentes (compartilham elétrons com outros elementos). Elementos com alta EI (Grupo 16 e 17), frequentemente ganham elétrons para formar íons carregados negativamente (ânions).
OBS: Os gases nobres apresentam a maior EI. Isto não é surpresa desde que eles são conhecidos como elementos menos reativos da tabela periódica. Requer muito mais energia para remover um elétron de um átomo de Hélio do que de um átomo neutro de qualquer outro elemento.
 He(g) → He+(g) + e- EI = 2372 kJ/mol
AFINIDADE ELETRÔNICA - Energia liberada ou absorvida quando um elétron é adicionado a um átomo neutro, gasoso, em seu estado fundamental.
A afinidade ao elétron, como o potencial de ionização, aplica-se a átomos isolados e usualmente representa um processo exotérmico, porque estamos colocando o elétron em uma posição onde sofre atração do núcleo. Da mesma forma que a energia de ionização, variações na afinidade eletrônica geralmente seguem paralelamente as variações do tamanho atômico.
 Be(g) + e- → Be-(g) ΔE = 241 kJ/mol (endotérmico)
 Cl(g) + e- → Cl-(g) Δ E = -348 kJ/mol (exotérmico)
OBS: Elementos com ΔE muito negativa ganham elétrons facilmente para formar íons negativos (ânions). AE torna-se mais negativa da esquerda para direta ao longo de um período (exceção do gás nobre). Isto significa que os elementos representativos mostram uma maior atração por um elétron adicional da esquerda para direita. Os halogênios, os quais apresentam configuração eletrônica externa ns2 np5, tem a afinidade eletrônica mais negativa. Eles formam ânions estáveis quando ganham um elétron, ou seja, quando adquire a configuração de um gás nobre.
PERĺODO: A habilidade de atrair um elétron extra aumenta quando a carga nuclear aumenta e o tamanho atômico diminui. Ao longo do período ocorre uma maior atração do núcleo por elétrons adicionais. Como resultado um não metal, geralmente, apresenta a ΔE mais negativa do que os metais. Isto explica por que os metais, geralmente, não formam íons negativos e que os elementos apresentam maior tendência de formar ânions ao longo do período.
OBS: Por várias razões, as variações na afinidade eletrônica não são regulares ao longo do período. A tendência geral é de que a afinidade por elétrons tornem-se mais negativos da esquerda para direita. Algumas exceções são notadas nos elementos do Grupo 2 e do Grupo 15. A ΔE dos elementos do Grupo 2 é mais positiva do que o esperado porque envolve a adição de um elétron a um átomo que já apresenta os orbitais ns totalmente completos e orbitais np vazios. No Grupo 15, a ΔE é levemente menos negativa do que o esperado porque ocorre a adição de um elétron ao orbital np relativamente estável (orbitais semi preenchidos, ns2,np3).
EXCEÇÕES
1. Be (Z = 4) = 1s2, 2s2
O ânion Be- não é estável porque o elétron deverá ser adicionado a um subnível de maior energia (2p). Be- não existe.
2. N (Z =7) = 1s2,2s2,2p3
O elétron deverá ser adicionado em um subnível semi preenchido o que significa que precisará de muita energia para superar a repulsão elétron - elétron tornando, portanto, o íon N- menos estável.
OBS: Adição de um segundo elétron para formar um íon com carga -2 é sempre endotérmico. Portanto, a afinidade eletrônica para os ânions é sempre positiva.
GRUPO: A ΔE diminui ao descermos num grupo. Os elétrons são adicionados cada vez mais distantes do núcleo, então, a força de atração entre o núcleo e os elétrons diminui.
OBS: Quanto menor o átomo, mais facilmente ele incorpora um elétron, pois nesses casos, a atração do núcleo sobre a nuvem eletrônica é maior. Flúor foge a regra por ser um átomo extremamente pequeno, ocorrendo repulsão inter-eletrônica maior do que o elétron adicional.
OBS: Os elementos que possuem maior tendência de ganhar elétrons encontram-se a direita da tabela periódica. São eles que possuem maior afinidade eletrônica excluindo os gases nobres.
ELETRONEGATIVIDADE
Mede a atração do núcleo de um átomo por elétrons em uma ligação covalente. Ou seja, é a medida da tendência relativa de um átomo de atrair elétrons para ele mesmo quando está quimicamente ligado com outro átomo.
OBS: As eletronegatividades dos elementos são expressas em escala arbitrária chamada de Escala de Pauling. O flúor apresenta a maior eletronegatividade entre os elementos. Isto significa que o flúor, em uma ligação química, apresenta uma maior tendência de atrair a densidade eletrônica para ele mesmo do que o outro elemento o qual está quimicamente ligado. O oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo.
PERĺODO: Passando da esquerda para direita em uma tabela periódica a carga nuclear aumenta e o raio atômico decresce resultando em uma atração maior do núcleo por elétrons ligantes, ou seja, ocorre um aumento da eletronegatividade.
GRUPO: A eletronegatividade decresce ao longo do grupo. A carga nuclear aumenta, aumenta também o raio e o número de elétrons que protegem os elétrons ligantes da atração nuclear, causando então uma diminuição da eletronegatividade.
OBS: Elementos com grande diferença em eletronegatividade tendem a reagir com outro elemento para formar compostos iônicos. O elemento com menor eletronegatividade desiste dos seus elétrons para o elemento com maior eletronegatividade.
EXCEÇÃO
A ΔE do flúor (F) é menordo que a do cloro (Cl)
 F (Z=9) = 1s2, 2s2, 2p5 Cl ( Z=17) = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Ocorre uma significante repulsão elétron -elétron no íon F- ao adicionar um elétron a sete elétrons já existentes na camada n=2. Ou seja, será necessário uma considerável energia para forçar um elétron extra ser capturado pelo núcleo mediante a forte repulsão eletrônica existente.
Cloro, por sua vez, apresenta um volume atômico maior do que o do Flúor, portanto, ao adicionar um elétron extra não ocasionará repulsão eletrônica significante.
OBS: Os gases nobres apresentam nenhuma afinidade por elétrons porque possuem o octeto completo (oito elétrons na camada de valência). Qualquer elétron adicional deverá ser adicionado a uma nova camada e requer muito mais energia.
REVISANDO!!
Os metais do Grupo 1 constituem a família mais metálica da tabela periódica. Características metálicas aumentam com o aumento do número atômico. Então, qual elemento apresenta o caráter mais metálico? ---------- Com relação aos elementos do Grupo 2, qual elemento apresenta o caráter mais metálico? ------------------------
Em um mesmo grupo, as propriedades não metálicas decrescem quando o número atômico aumenta. Com relação ao grupo dos Halogênios, qual elemento será o mais não metálico? ------------------ E com relação aos gases nobres, qual elemento apresentaria o maior caráter não metálico? --------------------------
Outras propriedades também aumentam ou diminuem em relação à posição na tabela periódica. Uma dessas propriedades é a eletronegatividade, o qual é a medida da tendência de um átomo ligado covalentemente atrair o par de elétrons ligante. Eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima ao longo da tabela periódica. Portanto, o elemento menos eletronegativo está situado no lado esquerdo mais baixo da tabela periódica. Onde está situado o elemento mais eletronegativo na tabela periódica? ----------------------------------------
Energia de Ionização é a energia requerida para remover elétrons de um átomo neutro. Apresenta a mesma tendência que a eletronegatividade. Elementos que apresentam a maior energia de ionização estão localizados no lado direito (parte de cima) da tabela periódica. Hélio, o elemento de menor número atômico dos gases nobres, requer a maior energia de ionização de qualquer elemento. Qual elemento situado no grupo dos halogênios que apresenta maior energia de ionização? ------------------------------.
E no grupo 2 ,qual apresenta a maior energia de ionização e maior eletronegatividade? ----------------------------- Dentre do 3º período, qual elemento apresenta a maior energia de ionização? -------------------------- E no 4º período qual elemento apresenta a menor energia de ionização? --------------------------------
Caminhando ao longo da tabela periódica de cima para baixo em um grupo A observa-se o seguinte:
a) Elementos tornam-se mais metálicos;
b) O número de elétrons na camada aumenta:
c) O número de elétrons de valência permanece o mesmo;
d) A energia de ionização decresce;
e) A eletronegatividade decresce.
Caminhando ao longo da tabela periódica da esquerda para direita em um grupo A observa-se o seguinte:
a) Os elementos tornam-se mais não metálicos.
b) O número de elétrons na camada permanece o mesmo.
c) O número de elétrons de valência aumenta;
d) A energia de ionização aumenta;
e) A eletronegatividade aumenta;
EXERCĺCIOS DE REVISÃO
1. Quantos elétrons de valência estão presentes na camada mais externa do átomo de enxofre?
2. Circule as respostas corretas:
a) Qual apresenta a menor energia de ionização? Li ou K
b) Qual é mais não metálico? F ou I
d) Qual é o mais eletronegativo? K ou Rb
e) Qual apresenta mais elétrons na camada mais externa? Ca ou C
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