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Apostila de Inorgânica

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que permitem a passagem da carga nuclear sem ser atenuada pelos elétrons 
(Figura 14c). Portanto, existe uma relação direta entre o número de planos nodais (e os 
tipos de orbitais) e a eficiência da blindagem. Resumindo, a blindagem varia da seguinte 
maneira: orbitais s > orbitais p > orbitais d > orbitais f > ... 
 O efeito do orbital na blindagem abordado em outras propriedades que veremos 
adiante. 
Embora a carga nuclear efetiva possa ser determinada (quantitativamente ou 
qualitativamente) para todos os elétrons de um átomo, normalmente o interesse principal 
está nos elétrons da camada de valência, pois são eles os maiores responsáveis pela 
reatividade e propriedade de um elemento. Dessa forma, a partir de agora, quando a 
carga nuclear efetiva for citada, esta se refere aos elétrons da camada de valência. 
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Figura 14. Representação esquemática da blindagem em relação ao tipo de orbitais. (a) Orbital s, 
por ser esférico, consegue blindar a carga nuclear igualmente em todas as direções; (b) Na 
posição do plano nodal do orbital p, a carga nuclear passa livremente (representada de vermelho 
na figura); (c) Em um orbital d tem-se dois planos nodais, onde a carga nuclear não é blindada (em 
vermelho). 
 
 A carga nuclear efetiva varia nos períodos de maneira regular, aumentando da 
esquerda para a direita. Para compreender esta tendência, tomemos o segundo período 
da Tabela Periódica como referência. A carga nuclear, Z, aumenta do lítio (Z=3) para o 
neônio (Z=10). Fazendo a distribuição eletrônica dos elementos deste período, 
encontraremos: 
3Li 1s2 2s1 
4Be 1s2 2s2 
5B 1s2 2s2 2p1 
6C 1s2 2s2 2p2 
7N 1s2 2s2 2p3 
8O 1s2 2s2 2p4 
9F 1s2 2s2 2p5 
10Ne 1s2 2s2 2p6 
 
 Os orbitais sublinhados são os que devem ser considerados para o efeito de 
blindagem do último elétron. O lítio e o berílio têm rigorosamente a mesma blindagem, 
realizada pelos dois elétrons do orbital 1s. Como a carga nuclear do berílio (Z=4) é maior 
que a do lítio (Z=3), pela equação (3) podemos verificar que a carga nuclear efetiva 
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aumenta quando passamos do lítio para o berílio. Ao continuarmos caminhando para a 
direita no período, a blindagem tem uma mudança: a partir do boro, os elétrons do orbital 
2s se juntam aos do orbital 1s no termo de blindagem para o orbital 2p. Do boro ao flúor, a 
blindagem é a mesma, enquanto a carga nuclear aumenta. Portanto, teremos um 
aumento na carga nuclear efetiva ao seguirmos o aumento do número atômico em um 
mesmo período da Tabela Periódica. 
Mas como comparar as cargas nucleares efetivas de elementos com blindagens 
diferentes, como, por exemplo, berílio e boro? Para isso, é necessário buscar 
parâmentros quantitativos para que se possa calcular de fato o termo de blindagem de 
cada elemento e, então, subtraí-lo da carga nuclear. Uma maneira de calcular o termo de 
blindagem foi proposta por John Clarke Slater, mas não iremos nos aprofundar em seu 
trabalho. Ao invés disso, analisaremos os valores calculados, apresentados na Tabela 3, 
para tirarmos algumas conclusões. 
 
Tabela 3. Valores de carga nuclear efetiva (Z*) para diferentes elementos. 
 Li Be B C N O F Ne 
Z 3 4 5 6 7 8 9 10 
Z*(2s) 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76 
Z*(2p) – – 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76 
 
 Pelos valores apresentados na Tabela 3, pode-se verificar dois pontos principais. 
O primeiro é o da tendência de Z* aumentar ao longo do período. O segundo é que a 
eficiência da blindagem do orbital 2s para o orbital 2p não é muito grande. Os valores de 
Z*(2s) mostram que o orbital 1s blinda aproximadamente metade da carga nuclear. Ao 
comparar os valores de Z*(2s) com os de Z*(2p) verifica-se que a adição do orbital 2s na 
blindagem (presente no termo Z*(2p)) tem pouco peso. É por esta razão que é utilizada a 
aproximação de que elétrons de uma mesma camada não blindam uns aos outros; de 
forma que a blindagem é sempre exercida pelos elétrons das camadas anteriores, como 
já foi exposto anteriormente. 
 Nos grupos, a situação é problemática. Adotando uma parte do grupo 1 da Tabela 
Periódica como caso de estudo, teremos a seguinte situação: 
3Li 1s2 2s1 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
 
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 Como avaliar a tendência da variação de Z* se tanto a blindagem (orbitais 
sublinhados) quanto a carga nuclear estão variando de maneira significativa? Aqui, a 
análise só é possível em termos quantitativos. Para avaliar as propriedades periódicas 
nos grupos é mais conveniente usar um outro parâmetro: o raio atômico. 
 
3.2 – Raio Atômico 
 O raio atômico descreve o tamanho do átomo. E desde o modelo atômico proposto 
por Rutherford, o tamanho do átomo está relacionado com a posição dos elétrons em 
relação ao núcleo. Então, será a distância entre o núcleo e o último elétron do átomo que 
determinará o raio atômico. 
 Como sabermos se um elétron está mais ou menos afastado do núcleo? 
Considere dois núcleos diferentes atraindo um elétron qualquer. O núcleo que atraí-lo 
com mais força, terá o menor raio, pois a distância entre este núcleo e o elétron será 
menor. Da mesma forma, o núcleo que atrai com uma força menor, terá um raio maior. 
Portanto, o tamanho do átomo é função direta da capacidade do núcleo em atrair o seu 
último elétron e, como foi visto no item anterior, essa força é representada pela carga 
nuclear efetiva. 
 Na Figura 15 pode-se ver a relação entre o aumento da carga nuclear efetiva e a 
diminuição do raio atômico para os elementos do segundo e terceiro período da tabela 
periódica. Dentro dos períodos o raio atômico diminui da esquerda para a direita, 
acompanhando o aumento de Z*. 
 Nos grupos, o raio atômico aumenta conforme o número de elétrons aumenta. 
Novamente, usaremos o grupo 1 como exemplo. A distribuição eletrônica de alguns dos 
elementos deste grupo é 
3Li 1s2 2s1 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
 
Tem-se sempre o aumento de camadas de um elemento para o outro. Dessa 
forma, o último elétron está sempre uma camada além do que o último elétron do 
elemento anterior e, portanto, o raio atômico aumentará conforme o número de camadas 
cresce. 
 
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Número atômico
Raio Atômico (angstrons)
Carga Nuclear Efetiva
Li C F Na Si Cl
 
Figura 15. Variação da carga nuclear efetiva e do raio atômico para o segundo e terceiro períodos 
da Tabela Periódica. 
 
Tanto o raio atômico como a carga nuclear efetiva são ótimos parâmetros para 
entender a variação de duas propriedades importantes dos átomos: a energia de 
ionização e a afinidade eletrônica. 
 
3.3 – Energia de Ionização (EI) 
 A energia de ionização é definida como a energia necessária para remover-se 
1 mol de elétrons de 1 mol de átomos no estado gasoso, segundo a reação 
M(g) → M+(g) + 1e– 
 Para remover um elétron de um átomo é preciso dar energia ao sistema, dessa 
forma, a energia de ionização é sempre positiva. Como o raio atômico, a EI varia de 
acordo com a força com que o núcleo atrai o elétron. Quanto maior essa força, mais difícil 
é a saída do elétron. Existem várias energias de ionização, dependendo de quantos 
elétrons o elemento já perdeu. Resumindo: 
 
 
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M(g) → M+(g) + 1e– 1° EI 
M+(g) → M2+(g) + 1e– 2° EI 
M2+(g) → M3+(g) + 1e– 3° EI 
M3+(g) → M4+(g) + 1e– 4° EI 
M(n–1)+(g) → Mn+(g) + 1e– enésima EI 
 
 A EI sempre aumenta conforme mais elétrons são retirados,

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