aula_10

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Tamanho dos átomos e dos íonsTamanho dos átomos e dos íons
Carga nuclear efetiva de SLATER:
• Escreva a configuração eletrônica dos elementos na seguinte ordem e 
grupos: (1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) etc.
2) Elétrons em qualquer grupo à direita do grupo (ns, np) não contribuem 
para a constante de blindagem.
3) Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o elétron de valência 
de 0,35 cada.
4) Todos os elétrons na camada (n - 1) contribuem com 0,85 cada.
5) Todos os elétrons (n - 2) ou em camadas mais baixas blindam 
completamente, ou seja, contribuem com 1 para o fator de blindagem.
A carga nuclear efetiva é estimada a partir da equação: Zeff = Z - S
EX.: 
Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6 
“Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o elétron de valência de 0,35 
cada”
“Todos os elétrons na camada (n - 1) contribuem com 0,85 cada”
 S = (2 x 0,85) + (7 x 0,35) = 4,15
A carga nuclear efetiva é estimada a partir da equação: Zeff = Z – S
Zeff = 10 – 4,15 = 5,85
EX.: 
Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2
“Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o elétron de valência de 0,35 
cada”
“Todos os elétrons na camada (n - 1) contribuem com 0,85 cada”
“Todos os elétrons (n - 2) ou em camadas mais baixas blindam completamente, 
ou seja, contribuem com 1 para o fator de blindagem”
 S = (2 x 1) + (8 x 0,85) + (1 x 0,35) = 9,15
A carga nuclear efetiva é estimada a partir da equação: Zeff = Z – S
Zeff = 10 – 9,15 = 0,85
Tabela 1: Carga nuclear efetiva de Slater para a 2a linha e 1a coluna da Tabela Periódica
2a linha Li Be B C N O F Ne
Zeff 1,30 1,95 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85
1a coluna H Li Na K Rb Cs
Zeff 1,0 1,3 2,2 2,2 2,2 2,2
Tamanho dos átomos e dos íonsTamanho dos átomos e dos íons
Tendências dos tamanhos dos íons
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo 
número de elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os 
íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
 Zeff = Z - S
O2- (Z = 8, 10 e-): 1s2 2s2 2p6 Zeff = 8 – 5,85 = 2,15
F- (Z = 9, 10 e-): 1s2 2s2 2p6 Zeff = 9 – 5,85 = 3,15
Na+ (Z = 11, 10 e-): 1s2 2s2 2p6 Zeff = 11 – 5,85 = 5,15
Mg2+ (Z = 12, 10 e-): 1s2 2s2 2p6 Zeff = 12 – 5,85 = 6,15
Al3+ (Z = 13, 10 e-): 1s2 2s2 2p6 Zeff = 13 – 5,85 = 7,15
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia 
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g)  Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para 
remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+(g)  Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se 
remover o elétron.
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um 
elétron mais interno é removido.
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
2s2 2p1
2s2 2p4
N
O
Be
B
Tendências periódicas nas 
primeiras energias de ionização
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. 
Conseqüentemente, a formação de s2p0 a partir de s2p1 se torna 
mais favorável (envolve menor energia) do que a formação de s1 a 
partir de s2 (envolve maior energia).
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Be: s2 p0
B: s2 p1 B+: s2 p0
Be+: s1 p0
Tendências periódicas nas 
primeiras energias de ionização
• Quando um segundo elétron encontra-se em um orbital p, aumenta 
a repulsão elétron-elétron. A configuração s2p3 é mais estável 
(possui menor energia) do que a configuração s2p4. 
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
O: s2 p4 N: s2 p3
• 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
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica quanto endotérmica: 
Cl(g) + e-  Cl-(g) E = -349 kJ/mol
 [Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
Ar(g) + e-  Ar-(g) E > 0
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade 
eletrônica é positiva ou negativa. 
Cl(g) + e-  Cl-(g) E = -349 kJ/mol
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem 
uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 
3p.
Ar(g) + e-  Ar-(g) E > 0
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
2A  Be, Mg: ns2np0 ns2np1 
5A  N, P, As, Sb: 
 ns2 np3 ns2 np4 + e
-
* *
+ e-
*
*
 
Ligações covalentes entre átomos com diferentes
tendências para atrair elétrons
A nuvem eletrônica é deformada no sentido
do átomo com maior tendência para atrai-la
cargas
parciais
H-Cl
+ -
Polaridade nas ligações químicas
Eletronegatividade
 
Eletronegatividade é uma medida da tendência que os átomos
apresentam para atrair o par eletrônico numa molécula
Escala de eletronegatividades
de Linus Pauling
Eletronegatividade
 
Caráter iônico e covalente das ligações
A polaridade de uma ligação pode ser imaginada como o
caráter iônico de uma ligação covalente
Compostos de elementos apresentando uma diferença grande
de eletronegatividades tendem a apresentar maior caráter
iônico na ligação
Eletronegatividade
 
• Idéia básica: quanto maior a diferença de 
eletronegatividade mais iônica será a ligação
• Exemplo: Qual dos compostos abaixo deve apresentar um 
caráter de ligação intermediário (ou seja, covalente-polar).
Cl-Cl O-H Na-Cl
elet 0 1.2 2.3
Cl2 H2O NaCl
Eletronegatividade
 
Oxidação e redução
Reações oxirreduçãoReações oxirredução
+
-
Substância
oxidada
(perdeu 
elétron)
íon positivo
cátion
Substância
reduzida
(ganhou 
elétron)
íon negativo
ânion
 
• O número de oxidação para um íon: é a carga no íon.
• O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que 
um átomo teria se fosse um íon.
• Os números de oxidação são determinados por uma série de 
regras:
1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de 
oxidação é zero. Por exemplo, Cl2, H2, P4, Li, Na, Mg, Au…
2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de 
oxidação.
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
3. Os não-metais normalmente têm números de oxidação 
negativos:
a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon 
peróxido, O22-, tem oxigênio com um número de oxidação 
de –1.
b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-
metais e –1 quando ligado a metais.
c) O número de oxidação do F é –1.
4. A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na 
molécula (zero para uma molécula neutra).
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
Oxidação de metais por ácidos e sais
Os metais são oxidados por ácidos 
para formarem sais:
Mg(s) +2HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)
• Durante a reação, 2H+(aq) 
são reduzidos para H2(g).
• Durante a reação, Mg0(s)
é oxidado para Mg2+(aq).
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
Observe as mudanças nos números de oxidação!
 
Zn0(s) Zn2+(aq) + 2e-
2H+(aq) + 2e- H2(g)
Zn0(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
 
• Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintes itens:
• H2S
• S8
• SCl2
• Na2SO3
• SO42-
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
• Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintesitens:
• H2S  H = +1; S = -2
• S8
• SCl2
• Na2SO3
• SO42-
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
• Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintes itens:
• H2S  H = +1; S = -2
• S8  S = 0
• SCl2
• Na2SO3
• SO42-
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
• Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintes itens:
• H2S  H = +1; S = -2
• S8  S = 0
• SCl2  Cl = -1; S = +2
• Na2SO3
• SO42-
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
• Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintes itens:
• H2S  H = +1; S = -2
• S8  S = 0
• SCl2  Cl = -1; S = +2
• Na2SO3  Na = +1; O = -2 ; (+2 -6 = -4)  S = +4
• SO42-
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
 
• Determine o estado de oxidação do enxofre em cada um dos 
seguintes itens:
• H2S  H = +1; S = -2
• S8  S = 0
• SCl2  Cl = -1; S = +2
• Na2SO3  Na = +1; O = -2 ; (+2 -6 = -4)  S = +4
• SO42-  O = -2; (-2 = -8 + x; x = +6)  S = +6
Números de OxidaçãoNúmeros de Oxidação
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