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Apostila de Inorgânica

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CEFET Química Química Inorgânica 
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3.5 – Eletronegatividade (χ) 
 Em uma ligação química com elementos diferentes, um atrai mais os elétrons que 
o outro. A eletronegatividade é a propriedade que representa a força de atração de um 
átomo pelos elétrons de uma ligação. Esta propriedade está diretamente relacionada com 
as outras duas aqui apresentadas: a energia de ionização e a afinidade eletrônica. 
 Um elemento eletronegativo é aquele que: 1) não perde elétrons com facilidade – 
ou seja, tem um valor elevado de EI; 2) aceita elétrons com facilidade – valores elevados 
de AE. Ao contrário da EI e AE, não existe uma medida experimental para a 
eletronegatividade; ao invés de uma definição experimental, têm-se diversas definições 
teóricas para a eletronegatividade. Uma definição bastante usada é a proposta por 
Mulliken, que é descrita por 
 ( )
2
AEEI
M
+=χ (4) 
 
 Uma outra escala de eletronegatividade, muito mais popular que a de Mulliken, foi 
proposta por Pauling, que levou em consideração que a eletronegatividade não era uma 
propriedade de um átomo isolado. Com isso, os valores da escala de Pauling são 
ligeiramente mais coerentes que os de Mulliken. A Tabela 7 mostra alguns valores de 
eletronegatividade para ambas as escalas. 
 
Tabela 7. Eletronegatividades de Pauling (P) e Mulliken (M) de alguns átomos. 
Grupos 
1 2 13 14 15 16 17 18 
Li 
0,98 (P) 
1,28 (M) 
Be 
1,57 (P) 
1,99 (M) 
B 
2,04 (P) 
1,83 (M) 
C 
2,55 (P) 
2,67 (M) 
N 
3,04 (P) 
3,08 (M) 
O 
3,44 (P) 
3,22 (M) 
F 
3,98 (P) 
4,43 (M) 
He 
– 
5,5 (M) 
Na 
0,93 (P) 
1,21 (M) 
Mg 
1,31 (P) 
1,63 (M) 
Al 
1,61 (P) 
1,37 (M) 
Si 
1,90 (P) 
2,03 (M) 
P 
2,19 (P) 
2,39 (M) 
S 
2,58 (P) 
2,65 (M) 
Cl 
3,16 (P) 
3,54 (M) 
Ne 
– 
4,60 (M) 
 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios 
1 – O que é um orbital? 
 
2 – Qual é a interpretação de Max Born para a função de onda? 
 
3 – Defina o que é região nodal. Qual sua relação com o número quântico principal? 
 
4 – Dê a definição da Regra de Hund e do Princípio da Exclusão de Pauli. 
 
5 – Explique o que é blindagem e como esse parâmetro varia com o tipo dos orbitais. 
 
6 – Defina carga nuclear efetiva. 
 
7 – Explique como a carga nuclear efetiva varia ao longo de um período da tabela 
periódica. 
 
8 – Qual a relação entre a carga nuclear efetiva e o raio atômico? 
 
9 – Explique porque o raio atômico diminui do Boro para o Flúor. 
 
10 – Explique porque a primeira energia de ionização do Lítio é menor que o do Berílio. 
 
11 – Consulte a Tabela 4 e explique: 
a) a variação da energia de ionização ao longo dos períodos; 
b) a variação da energia de ionização ao longo dos grupos. 
 
12 – Explique a variação da energia de ionização entre os grupos 15 e 16. 
 
13 – Por que a afinidade eletrônica do nitrogênio é negativa? 
 
14 – Sabe-se que os gases nobres, em sua grande maioria, são inertes. Relacione esse 
comportamento com a energia de ionização e a afinidade eletrônica destes elementos. 
 
15 – Dê a definição de eletronegatividade. 
 
16 – Por que não existem valores de eletronegatividade de Pauling para o hélio e o 
neônio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. A Regra do Octeto 
 
 Os gases nobres apresentam valores altos de EI e valores negativos de AE, o que 
significa que não perdem ou ganham elétrons com facilidade. Some isto ao fato de serem 
praticamente inertes (ainda hoje existem poucos compostos formados por gases nobres) 
e têm-se alguns elementos com propriedades intrigantes para os cientistas da época. Tão 
intrigantes que a inércia química dos gases nobres foi considerada um modelo de 
estabilidade para qualquer átomo da Tabela Periódica. Átomos se combinavam com os 
outros para atingirem a estabilidade de um gás nobre e, portanto, chegar a um estado de 
menor energia. Esta foi a proposta de Gibert N. Lewis. 
 Gilbert Lewis foi um homem de idéias simples, porém extremamente úteis. 
Primeiro propôs uma nova divisão para as substâncias como polares e não polares ao 
invés de inorgânicas e orgânicas. Seguindo essa idéia de substâncias polares e não 
polares, ele propôs certas coisas interessantes. As diferentes propriedades que estas 
substâncias apresentavam estavam ligadas à mobilidade dos elétrons da molécula. Ele 
escreveu: 
 “Se então considerarmos moléculas não polares como sendo aquelas onde os 
elétrons pertencentes a um átomo em particular estão restritos de tal forma que eles não 
podem se afastar muito de suas posições normais, enquanto nas moléculas polares os 
elétrons, tendo mais mobilidade, se separam na molécula formando partes positivas e 
negativas, então todas as propriedades diferentes entre os dois tipos de compostos 
tornam-se dependentes dessa hipótese (...)” (Traduzido de LEWIS, 1916). 
 Hoje essa idéia é um conceito bem sólido para os químicos. No entanto, numa 
época onde Niels Bohr tinha acabado de propor seu modelo atômico de órbitas 
quantizadas, atribuir as propriedades de substâncias químicas à mobilidade dos elétrons 
era algo revolucionário. No entanto, sua outra idéia, sobre o “átomo cúbico” teria um 
impacto ainda maior na química, pois explicaria porque os elementos se ligam uns com os 
outros da maneira que o fazem. 
 Era sabido na época que a diferença entre a valência máxima positiva e negativa 
de um elemento era, frequentemente, oito (e nunca mais que oito). Lewis então propôs a 
idéia do “Átomo Cúbico” (Figura 17), que sustenta que quando os átomos possuem oito 
elétrons – um em cada vértice de um cubo – tem-se uma situação de grande estabilidade. 
Por conta disso, o flúor (Figura 17g) recebe um elétron, apresentando uma carga negativa 
em seus compostos. E é claro, todos os gases nobres possuem todos os vértices dos 
cubos preenchidos com elétrons. É preciso lembrar que a mecânica quântica de 
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Schrödinger, que traria os conceitos de orbitais e configuração eletrônica, só apareceria 
dez anos depois das primeiras idéias de Lewis. No entanto, nem a introdução de uma 
nova teoria do átomo mudou o foco central das idéias de Lewis. É claro que se 
abandonou a idéia de elétrons localizados em vértices de cubos, completamente 
incompatível com o caráter probabilístico da mecânica quântica, mas a estabilidade 
através dos oito elétrons se manteve. Mudou-se também o nome de “Átomo Cúbico” para 
a conhecida Regra do Octeto. 
 
Li
(a) (b)
Be
(c) (d)
(e) (f) (g) (h)
B C
N O F Ne
Figura 17. Exemplos da idéia de Lewis sobre do “Átomo Cúbico.” 
 
 A Regra do Octeto está relacionada com o número de elétrons na camada de 
valência. Um átomo qualquer estará mais estável quando ficar com oito elétrons em sua 
camada de valência – que é o número de elétrons da camada de valência dos gases 
nobres. A exceção feita a esta regra é o hélio, que só possui apenas dois elétrons. Os 
átomos próximos a este gás nobre, como hidrogênio, lítio e berílio, seguirão a sua 
configuração eletrônica. Ou seja, a Regra do Octeto pressupõe que um átomo alcança a 
estabilidade máxima quando está com a configuração eletrônica do gás nobre mais 
próximo a ele. Selecionando o segundo e terceiro períodos da Tabela Periódica: 
 
 2He 
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 
 
 
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 As configurações eletrônicas dos gases nobres He, Ne e Ar são: 
2He 1s2 
10Ne 1s2 2s2 2p6 
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
 Enquanto para os outros elementos mostrados acima: 
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

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