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Apostila de Inorgânica

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da 
terceira camada. Após a saída do primeiro elétron os elementos teriam a seguinte 
configuração: 
 
11Na+ 1s2 2s2 2p6 
12Mg+ 1s2 2s2 2p6 3s1 
13Al+ 1s2 2s2 2p6 3s2 
 
Na segunda energia de ionização, a saída do segundo elétron, tem-se uma 
situação diferente da anterior. O cátion sódio perderia um elétron da segunda camada, 
enquanto magnésio e alumínio ainda possuem elétrons na terceira camada. Isto significa 
que o sódio perderá um elétron de uma camada mais interna que magnésio e alumínio. 
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Portanto, a energia para retirar o segundo elétron do sódio é muito maior que para os 
outros elementos aqui analisados. E isto irá se repetir para todos os elementos do grupo 1 
quando comparados aos elementos do grupo 2 e 13. Da mesma forma, o magnésio, após 
a 2° EI terá uma camada a menos, enquanto o alumínio continuará tendo um elétron na 
terceira camada. Desta forma, a 3° EI será menor para o alumínio do que para o sódio e o 
magnésio. 
A Tabela 5 mostra ainda outro fato curioso. Avançando nos grupos, observa-se 
uma diminuição nas EIs – menos entre o alumínio e o gálio. A diminuição dos valores de 
EI dentro dos grupos é esperada, uma vez que o raio aumenta descendo nos grupos e, 
portanto, a energia de ionização deve diminuir. Portanto, é preciso entender por que isto 
não é observado entre os elementos Al e Ga. Assim como as outras variações não 
esperadas, a razão para a anomalia reside na configuração eletrônica destes elementos: 
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
31Ga 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p1 
 
O gálio possui elétrons em orbitais do tipo d. Como exposto anteriormente, orbitais 
deste tipo têm pouca eficiência na blindagem dos próximos elétrons. Desta forma, dez dos 
dezoito elétrons que o gálio tem a mais que o alumínio tem pouco efeito para a 
blindagem. Portanto, a blindagem do gálio varia de maneira discreta quando confrontada 
com o aumento do número de elétrons. Se a blindagem não varia de maneira significativa 
devido a estes dez elétrons em orbitais d, o mesmo não pode ser dito sobre a carga 
nuclear do gálio. Os dezoito prótons a mais fazem a força de atração do núcleo do gálio 
ser muito maior do que a observada para o alumínio. Combinados, os dois fatores (grande 
aumento na carga nuclear e um aumento relativamente pequeno da blindagem) fazem a 
carga nuclear efetiva do gálio ser maior que a do alumínio. Dessa forma, a energia para 
retirar um elétron do gálio é maior que no alumínio, apesar do gálio ter uma camada a 
mais. 
Alguns desses efeitos eletrônicos são observados também no ganho de elétrons, 
como será visto adiante. 
 
3.4 – Afinidade Eletrônica (AE) 
 A energia de ionização representa o quão fácil (ou difícil) um átomo perde um 
elétron. Já a afinidade eletrônica mede a tendência de um átomo se tornar um ânion. 
 A afinidade eletrônica pode ser definida como sendo a energia envolvida na 
reação de 1 mol de átomos no estado gasoso com 1 mol de elétrons: 
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M(g) + 1e–→ M–(g) 
 
 Ao contrário da EI, que é sempre positiva, a AE pode ter valores positivos (energia 
absorvida) ou negativos (energia liberada). A afinidade eletrônica definida nestes termos 
também é chamada de entalpia de ganho de elétron (ΔHge). Outra definição da afinidade 
eletrônica é considerá-la o oposto da entalpia de ganho de elétrons, isto é 
AE = – ΔHge 
e será esta definição que usaremos aqui. 
 Quanto maior for a AE, maior é a tendência do átomo de ganhar um elétron. Esta 
tendência seguirá, basicamente, três parâmetros: a configuração eletrônica, a carga 
nuclear efetiva e o raio atômico. A configuração eletrônica dos elementos terá a mesma 
influência que para o caso da EI. Para orbitais degenerados, como os do tipo p, haverá 
um custo adicional de energia se a distribuição eletrônica não é simétrica. Já a carga 
nuclear efetiva funciona como um parâmetro de atração ao elétron que irá entrar no 
átomo. Quanto maior for Z*, mais fácil é a entrada do elétron, portanto, maiores serão os 
valores de afinidade eletrônica. O raio atômico tem um papel importante para a afinidade 
eletrônica. A entrada de um novo elétron em um subnível sofrerá repulsão dos elétrons 
que já o ocupam. Quanto mais elétrons, maior a repulsão. Se o raio atômico for grande, a 
repulsão será menor, pois os elétrons podem se dispersar em um volume maior. Para 
átomos com raios menores, a repulsão será mais forte, dificultando a entrada do elétron. 
 A Tabela 6 mostra os valores de afinidades eletrônicas para alguns átomos. 
Podemos perceber que a tendência seria a AE aumentar ao longo do período, 
acompanhando o aumento de Z*. É possível verificar algumas exceções a esta tendência, 
como o grupo 2 e o grupo 15, além do grupo 18. Recordando os valores de EIs (Tabela 4) 
para estes dois grupos, observa-se valores. Como foi dito antes, a explicação para os 
valores de EI mais altos que o esperado está relacionada com a distribuição simétrica dos 
elétrons em orbitais degenerados. A saída de um elétron quebra este arranjo simétrico 
(para o nitrogênio, Figura 16a). Da mesma forma, a entrada de um elétron também produz 
um desequilíbrio na distribuição dos elétrons nestes orbitais. Portanto, a entrada de um 
novo elétron será altamente desfavorável, o que leva aos valores negativos para alguns 
dos elementos (como o nitrogênio, berílio e magnésio) ou valores próximos de zero para 
alguns outros elementos. 
A influência do raio atômico é mais sutil e menos constante. Pode-se usar o flúor e 
o cloro como exemplos para ilustrar isto. O cloro é maior que o flúor e, por isso, o elétron 
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que entrará no átomo será menos atraído pelo núcleo. A consequência é que a entrada 
do elétron seria menos favorecida. Mas, com o aumento do raio atômico, ao mesmo 
tempo em que o elétron fica mais distante do núcleo, ele fica distante dos outros elétrons 
do cloro, diminuindo a repulsão. No caso do flúor, a atração do núcleo ao elétron que irá 
entrar é grande, já quer o raio é pequeno. Mas, se o raio é pequeno, a repulsão dos 
outros elétrons em relação ao novo elétron também é grande. Então, temos que o cloro 
tem menor atração, mas também uma menor repulsão, enquanto o flúor tem maior 
atração e repulsão. O resultado deste quebra-cabeça energético é que a entrada do 
elétron para o átomo de cloro é mais favorecida que para o flúor. Portanto, entre flúor e 
cloro, a repulsão é determinante. Mas, se continuarmos descendo no grupo, veremos a 
atração passará a governar o valor da AE. 
 
Tabela 6. Valores de afinidade eletrônica (em eV) para alguns elementos. 
Grupos 
1 2 13 14 15 16 17 18 
H 
0,754 
 He 
– 0,5 
 
Li 
0,618 
Be 
< 0 
B 
0,277 
C 
1,263 
N 
– 0,07 
O 
1,461 
F 
3,399 
Ne 
– 1,2 
 
Na 
0,548 
Mg 
< 0 
Al 
0,441 
Si 
1,385 
P 
0,747 
S 
2,077 
Cl 
3,617 
Ar 
– 1,0 
 
K 
0,502 
Ca 
0,02 
Ga 
0,30 
Ge 
1,2 
As 
0,81 
Se 
2,021 
Br 
3,365 
Kr 
– 1,0 
 
Rb 
0,486 
Sr 
0,05 
In 
0,3 
Sn 
1,2 
Sb 
1,07 
Te 
1,971 
I 
3,059 
Xe 
– 0,8 
 
 Por conta de todas essas variáveis, a afinidade eletrônica é uma propriedade de 
difícil previsão quando comparada com a energia de ionização, a carga nuclear efetiva ou 
o raio atômico. 
Um outro ponto importante a ser destacado, são os valores negativos para as 
afinidades eletrônicas dos gases nobres. Isto indica que é preciso dar energia aos 
elementos do grupo 18 para que aceitem o elétron. Não custa lembrar que os elementos 
deste mesmo grupo, apresentam os maiores valores de energia de ionização nos 
períodos.

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