Propriedade Periódica dos Elementos - Fundamentos de Química

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Fundamentos de QuímicaFundamentos de Química
PropriedadePropriedade
PeriódicasPeriódicas dos dos PeriódicasPeriódicas dos dos 
ElementosElementos
Referência:
T. L. Brown, H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten;
Química, A Ciência Central; 9ª edição; Pearson
Prentice Hall; 2007. Cap. 7.
� A forma moderna da tabela periódica reflete a
estrutura eletrônica dos elementos.
� Os blocos da tabela indicam o tipo de subcamada
sendo ocupada de acordo com o princípio do
A TABELA PERIÓDICA
sendo ocupada de acordo com o princípio do
preenchimento.
� Cada período ou linha, da tabela corresponde ao
preenchimento das subcamadas s e p de uma dada
camada.
�O número do período é o valor do número quântico
principal n da camada que está sendo preenchida
nos grupos principais da tabela.
Os números dos grupos estão relacionados ao
A TABELA PERIÓDICA
�Os números dos grupos estão relacionados ao
número de elétrons na camada de valência.
A TABELA PERIÓDICA
o Para entender as propriedadespropriedades dosdos átomosátomos,
devemos estar familiarizados não apenas com as
configurações eletrônicas, mas também com a
intensidade da força de atração entre o núcleo e os
CARGA NUCLEAR EFETIVA
elétrons mais externos.
o A força de atração entre um elétron e o núcleo
depende da magnitude da carga nuclear líquida
agindo no elétron e da distância média entre o
núcleo e o elétron.
o A força de atração aumenta na mesma proporção
que a carga nuclear, e diminui à medida que o
elétron se afasta do núcleo.
o Em um átomo polieletrônico, cada elétron é
CARGA NUCLEAR EFETIVA
simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido
pelos outros elétrons.
o É possível estimar a energia de cada elétron
considerando como ele interage com o ambiente
médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no
átomo.
o Neste sentido, cada elétron é tratado individualmente
como se ele estivesse se movendo no campo elétrico
criado pelo núcleo e pela densidade eletrônica
vizinha dos outros elétrons.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
o Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado
por uma carga localizada no núcleo, chamada cargacarga
nuclearnuclear efetivaefetiva.
o A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um
elétron em um átomo polieletrônico.
o A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo
devido ao efeito dos elétrons internos.
o A carga nuclear efetiva, ZZefef, agindo em um elétron é
igual ao número de prótons do núcleo, ZZ, menos o
número médio de elétrons, SS, que está entre o
CARGA NUCLEAR EFETIVA
número médio de elétrons, SS, que está entre o
núcleo e o elétron em questão:
o Muitas das propriedades dos átomos são
determinadas pela carga nuclear efetiva sofrida por
seus elétrons mais externos, ou de valência.
SZZ ef −=
o Quando aumenta o número médio de elétrons
protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui.
o Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e
Zef diminui.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
o Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um
elétron mais externo diminui a carga nuclear efetiva
agindo em um elétron mais externo.
o Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos elétrons
mais internos blindablinda ou protege os elétrons mais
externos da carga total do núcleo.
o Os elétrons mais internos, localizados basicamente
entre o núcleo e os elétrons mais externos, são mais
eficientes em blindar os elétrons mais externos.
o Por outro lado, os elétrons de mesmo nível
CARGA NUCLEAR EFETIVA
dificilmente blindam uns aos outros da carga do
núcleo.
A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais
externos é determinada basicamente pela diferença
entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons
internos.
o É possível estimar aproximadamente a carga nuclear
efetiva usando a carga nuclear e o número de
elétrons internos.
o Ex.: O magnésio tem número atômico 12 e
CARGA NUCLEAR EFETIVA
o Ex.: O magnésio tem número atômico 12 e
configuração eletrônica [Ne]3s2. A carga nuclear do
átomo é 12+, e a camada mais interna de Ne
consiste em 10 elétrons.
o Entretanto, na realidade é 3,3+.
+=−= 21012efZ
o A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais
externos aumentaaumenta quando passamos de elemento
para elemento por um períodoperíodo da tabela.
o Apesar de o número de elétrons internos permanecer
CARGA NUCLEAR EFETIVA
o Apesar de o número de elétrons internos permanecer
o mesmo à medida que nos movemos no período, a
carga nuclear real aumenta.
o Os elétrons de nível mais externo adicionados para
contrabalançar o aumento da carga nuclear blindam
uns aos outros com muito pouca eficiência.
o Ex.: Li
Be
CARGA NUCLEAR EFETIVA
+=−= 123efZ
+=−= 224efZ
o A carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à
medida que descemos no grupo, porque cernes de
elétrons maiores são mais eficientes em blindar da
carga nuclear os elétrons mais externos.
� Quanto mais o elétron se aproximar do núcleo, mais
próximo será o valor de Zef em relação a Z, uma vez
que o elétron será menos repelido pelos outros
elétrons presentes no átomo.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
� Consideremos um elétron 2s no átomo de Li. Há uma
probabilidade diferente de zero de que este elétron
possa ser encontrado dentro da camada 1s e
experimente a carga nuclear total.
� A presença de um elétron dentro das camadas de
outros elétrons é chamada penetração.
� Um elétron 2p não penetra efetivamente o caroço, a
camada interna preenchida de elétrons, uma vez
CARGA NUCLEAR EFETIVA
camada interna preenchida de elétrons, uma vez
que a sua função de onda vai a zero no núcleo.
� Como consequência, ele está mais blindado pelos
elétrons do caroço.
� Conclui-se que um elétron 2s tem uma energia
menor (está ligado mais firmemente) do que um
elétron 2p e, portanto, o orbital 2s será ocupado
antes dos orbitais 2p, produzindo uma configuração
CARGA NUCLEAR EFETIVA
antes dos orbitais 2p, produzindo uma configuração
eletrônica do estado fundamental do Li de 1s2 2s1.
� Esta configuração eletrônica é normalmente
simbolizada por [He] 2s1, onde [He] simboliza um
caroço de hélio 1s2.
� Este padrão de energia do lítio, com o 2s abaixo do
2p, ou seja, ns abaixo do np, é uma característica
geral dos átomos multieletrônicos.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
� Este padrão pode ser visto na tabela seguinte, a qual
fornece os valores de Zef para vários orbitais atômicos
da camada de valência de átomos na configuração
eletrônica do estado fundamental.
� A tendência geral da carga nuclear efetiva é
apresentar um aumento ao longo do período já
que, na maioria dos casos, o aumento na carga
nuclear, ao percorrermos grupos sucessivos da
CARGA NUCLEAR EFETIVA
nuclear, ao percorrermos grupos sucessivos da
tabela periódica, não é cancelado pelo elétron
adicional.
�Os valores da tabela também confirmam que um
elétron s na camada mais externa do átomo está
normalmente menos blindado do que um elétron p
na mesma camada.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
na mesma camada.
� Similarmente, a carga nuclear efetiva é maior para
um elétron num orbital np do que em um orbital nd.
�Como resultado da penetração e da blindagem, a
ordem de energia em átomos multieletrônicos é
normalmente:
ns << np << nd << nf
CARGA NUCLEAR EFETIVA
ns << np << nd << nf
� Isso ocorre porque, em uma determinada camada,
os orbitais s são os mais penetrantes e os orbitais
f são os menos penetrantes.
� O efeito total da penetração e da blindagem é
demonstrado no diagrama de níveis de energia para um
átomo neutro, mostrado na figura 1.21.
� A figura apresenta as energias dos orbitais ao longo da
CARGA NUCLEAR EFETIVA
� A figura apresenta as energias dos orbitais ao longo da
tabela periódica.
� Os efeitos são discretos e a ordem dos orbitais dependefortemente do número de elétrons presentes no átomo e
pode mudar quando ocorre ionização.
<<<<
Diagrama esquemático
dos níveis de energia de
um átomo multieletrônico
com Z < 21 (até o cálcio).
Há uma mudança na
ordem de Z ≥ 21 (do
escândio em diante).
o Certas propriedades características dos átomos,
particularmente seus raiosraios e as energiasenergias associadas
com a remoção e adição de elétrons, mostram
variações periódicas regulares com o número atômico.
PROPRIEDADES ATÔMICAS
o Estas propriedades atômicas são de grande
importância ao tentarmos entender muitas das
propriedades químicas dos elementos. O
conhecimento destas tendências nos permite
interpretar as observações e prever comportamentos
químicos e estruturais, sem recorrer a dados
tabelados de cada elemento.
�Uma das propriedades atômicas mais úteis de um
elemento é o tamanho de seus átomos e íons.
� A distância média dos elétrons ao núcleo de um
átomo está relacionada com a energia necessária
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
átomo está relacionada com a energia necessária
para removê-los num processo de formação de
cátion.
�Um átomo não tem raio preciso pois a grandes
distâncias a função de onda dos elétrons diminui
exponencialmente com o aumento da distância ao
núcleo.
� Entretanto, espera-se que átomo com muitos elétrons
sejam maiores do que átomos que têm poucos
elétrons.
� Tais considerações levaram os químicos a propor
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
uma variedade de definições de raio atômico com
base em considerações empíricas.
�O raio metálico de um elemento metálico é
definido como a metade da distância experimental
determinada entre os centros dos átomos vizinhos
mais próximos em um sólido.
�O raio covalente de um elemento não-metálico é,
da mesma forma, definido como a metade da
distância internuclear entre átomos vizinhos de um
mesmo elemento em uma molécula.
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
mesmo elemento em uma molécula.
�Os raios metálico e covalente são referidos em
conjunto como raios atômicos.
Em geral, os raios atômicos aumentam à medida que se 
desce em um grupo, e diminuem da esquerda para a 
direita, ao longo de um período.
� Em cada colunacoluna (grupo)(grupo) o número atômico tende a
crescercrescer á medida que descemos. Essa tendência
resulta basicamente do aumento do número atômico
quântico principal ((nn)) dos elétrons do núcleo, fazendo
com que o átomo aumente de tamanho.
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
com que o átomo aumente de tamanho.
� Em cada períodoperíodo o raio atômico tende a diminuirdiminuir
quando vamos da esquerda para a direita. O principal
fator influenciando essa tendência é o aumento da
carga nuclear efetiva ((ZZefef)) à medida que nos
movemos ao longo do período. Essa atração faz com
que o raio atômico diminua
�Os raios atômicos permitem-nos estimar os
comprimentoscomprimentos dede ligaçãoligação entre diferentes
elementos em moléculas.
� Ex.: O comprimento da ligação Cl–Cl no Cl2 é 1,99 Å.
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
� Preveja os comprimentos das ligações C – S, C – H e
S – H na molécula metilmercaptana, CH3SH.
(Os comprimentos de ligação, na metilmercaptana, 
determinados experimentalmente são:
C – S= 1,82 Å, C – H= 1,10 Å e S – H= 1,33 Å).
�No sexto período observa-se que os raios metálicos
da terceira linha do bloco d são muito semelhantes
àqueles da segunda linha, não sendo, como
esperado, significativamente maiores pelo fato de
possuírem um número maior de elétrons.
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
possuírem um número maior de elétrons.
� Esta redução do raio abaixo do esperado é chamada
de contração dos lantanídeos.
� Isso acontece porque os elementos da terceira linha
do blodo d são precedidos pelos elementos da
primeira linha do bloco f, os lantanóides, nos quais
os orbitais 4f estão sendo ocupados.
� Estes orbitais possuem uma pequena capacidade
de blindagem, de forma que os elétrons de valência
experimentam uma atração nuclear maior do que
poderia ser esperado.
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
�Uma contração similar é encontrada nos elementos
que seguem o bloco p.
�Uma outra característica geral é que todos os
ânions são maiores do que os átomos originais
e todos os cátions são menores.
�O raio iônico de um elemento está relacionado com
a distância entre os centros de cátions e ânions
vizinhos.
�O tamanho do íon também depende da carga nuclear,
do número de elétrons e dos orbitais que contenham
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
do número de elétrons e dos orbitais que contenham
os elétrons de valência.
�Os cátionscátions deixam vago o orbital mais volumoso e
são menores do que os átomos que lhes dão origem.
�Os ânionsânions adicionam elétrons ao orbital mais
volumoso e são maiores do que os átomos que lhe
dão origem.
�O aumento do raio de um átomo quando da
formação do ânion correspondente é o resultado de
uma maior repulsão elétron-elétron que ocorre
quando um elétron é adicionado para formar um
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
ânion.
�Há também uma diminuição no valor da carga
nuclear efetiva.
�O menor raio do cátion comparado com o do átomo
que o originou é uma consequência não somente da
redução na repulsão elétron-elétron, devido a
perda de elétrons, mas também pelo fato de que a
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
perda de elétrons, mas também pelo fato de que a
formação do cátion resulta na perda de elétrons de
valência e um aumento da carga nuclear efetiva.
� Essa perda resulta num átomo com camadas
fechadas de elétrons muito mais compacto.
� Para íons de mesma carga, o tamanho do íon
aumenta à medida que descemos em um grupo na
tabela periódica (ver figura).
�O efeito da variação da carga nuclear nos raios
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
�O efeito da variação da carga nuclear nos raios
iônicos é visto na variação dos raios em uma sériesérie
isoeletrônicaisoeletrônica de íons.
� Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o
mesmo número de elétrons.
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
�Cada íon na série apresentada tem dez elétrons.
� A carga nuclear nessa série aumenta continuamente
na ordem listada.
�Uma vez que o número de elétrons permanece
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
�Uma vez que o número de elétrons permanece
constante, o raio do íon diminui com o aumento da
carga nuclear, à medida que os elétrons estão mais
fortemente presos ao núcleo.
O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
1,40 Å 1,33 Å 0,97 Å 0,66 Å 0,51 Å
11-- Organize os seguintes átomos em ordem crescente de
tamanho: 15P, 16S, 33As, 34Se.
22-- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de
raios atômicos: Na, Be, Mg.
33-- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem
EXERCÍCIOS
33-- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem
decrescente de tamanho: Mg2+, Ca2+ e Ca.
44-- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S2-, S ou
O2-?
55-- Coloque os íons S2-, Cl-, K+ e Ca2+ em ordem
crescente de tamanho. (série isoeletrônica)
� A facilidade com que um elétron pode ser removido
de um átomo é medida pela sua energia de
ionização, II, a energia mínima necessária para
remover um elétron de um átomo em fase gasosa:
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
�De um modo geral:
−+ +→ )()()( ggg eAA
−+ +→ )()()( ggg eNaNa
� A primeira energia de ionização, II11, é a energia
necessária para remover o elétron menos firmemente
ligado de um átomo neutro;
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
−+ +→ )()()( ggg eNaNa
� A segunda energia de ionização, II22,, é a energia
necessária para remover o elétron menos firmemente
ligado do cátion resultante, e assim por diante.
+→ )()()( ggg eNaNa
−++ +→ )(
2
)()( ggg eNaNa
o Há um acentuado aumento na energia de ionização
quando um elétron mais interno é removido.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
o A energia de ionização diminuidiminuià medida que
descemosdescemos emem umum grupogrupo. Isso significa que o
elétron mais externo é mais facilmente removido ao
descermos em um grupo.
o À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
o À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil
remover um elétron do orbital mais volumoso.
o Geralmente a energia de ionização aumentaaumenta aoao
longolongo dodo períodoperíodo. Ao longo de um período, Zef
aumenta. Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
�Concluindo, a primeira energia de ionização varia
sistematicamente ao longo da tabela periódica, sendo
menor no canto inferior esquerdo (próximo ao
césio) e maior no canto superior direito (próximo
ao hélio).
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
ao hélio).
� A variação segue o padrão da carga nuclear efetiva e
existem modulações sutis que se originam dos efeitos
de repulsão elétron-elétron dentro da mesma
subcamada.
� As energias de ionização também se correlacionam
fortemente com os raios atômicos, e os elementos
que possuem pequenos raios atômicos
geralmente têm grande energia de ionização.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
� A explicação dessa correlação é que em um átomo
pequeno o elétron está próximo ao núcleo e
experimenta uma forte atração coulombiana,
tornando-se difícil removê-lo.
� Enquanto o raio atômico aumenta à medida que
descemos num grupo, a energia de ionização
diminui, e a diminuição do raio ao longo de um
período é acompanhada por um aumento gradual
na energia de ionização
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
na energia de ionização.
� Existem alguns desvios desta tendência geral na
energia de ionização que podem ser facilmente
explicados.
� Ex.: Boro e Berílio
� A primeira energia de ionização do boro é menor que
a do berílio, apesar do primeiro possuir carga nuclear
maior.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
maior.
� Essa anomalia é explicada observando-se que no
boro o elétron mais externo ocupa o orbital 2p, ficando
menos fortemente ligado do que se estivesse no
orbital 2s.
� Ex.: Nitrogênio e Oxigênio
�O decréscimo entre nitrogênio e oxigênio tem uma
outra explicação.
� A configuração dos dois átomo é:
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
� A configuração dos dois átomo é:
�No átomo de O, dois elétrons ocupam um mesmo
orbital 2p. Eles se repelem fortemente, e esta
repulsão compensa a maior carga nuclear.
1112 2222][ zyx pppsHeN = 1122 2222][ zyx pppsHeO =
11-- Explique o decréscimo na primeira energia de
ionização do fósforo para o enxofre.
22-- Explique o decréscimo na primeira energia de
ionização do flúor para o cloro.
EXERCÍCIOS
ionização do flúor para o cloro.
33-- Ordene os seguintes átomos em ordem crescente de
primeira energia de ionização: Ne, Na, P, Ar e K.
44-- Escreva as configurações eletrônicas para o íon Ca2+;
o íon Co3+ e o íon S2-.
�Muitos átomos podem ganhar elétrons para formar
íons carregados negativamente.
� A variação de energia (∆E) que ocorre quando um
elétron é adicionado a um átomo gasoso chama-se
afinidadeafinidade eletrônicaeletrônica.
AFINIDADE ELETRÔNICA
afinidadeafinidade eletrônicaeletrônica.
� Para muitos átomos, a energia é liberada quando um
elétron é adicionado.
�O ganho de elétron pode ser exotérmico ou
endotérmico.
−− →+ )()()( ggg AeA
−− →+ )()()( ggg CleCl molkJE /349−=∆
� A energia de ionização mede a facilidade com que um
átomo perde um elétron, enquanto a afinidade
eletrônica mede a facilidade com o um átomo ganha
um elétron.
� Quanto maiormaior aa atraçãoatração entre determinado átomo e
AFINIDADE ELETRÔNICA
� Quanto maiormaior aa atraçãoatração entre determinado átomo e
um elétron adicionado, maismais negativanegativa será a afinidade
eletrônica do átomo.
� Para alguns elementos, como os gases nobres, a
afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que
o ânion tem energia mais alta do que os átomos e
elétrons separados.
� A afinidade eletrônica, geralmente, torna-se mais
negativa à proporção que caminhamos em direção
aos halogênios.
�Os halogênios, que têm um elétron a menos para
AFINIDADE ELETRÔNICA
�Os halogênios, que têm um elétron a menos para
preencher completamente o subnível p, apresentam
as afinidades eletrônicas mais negativas.
� As afinidades eletrônicas não variam muito à medida
que descemos um grupo.
AFINIDADE ELETRÔNICA
� A segunda entalpia de ganho de elétron (afinidade
eletrônica), a variação de entalpia para a ligação de
um segundo elétron a um átomo inicialmente
neutro, é sempresempre positivapositiva porque a repulsão
AFINIDADE ELETRÔNICA
neutro, é sempresempre positivapositiva porque a repulsão
eletrônica supera a atração nuclear.
�Um elemento possui uma alta afinidade eletrônica
se o elétron adicional pode entrar numa camada
onde ele experimenta uma forte carga nuclear
efetiva.
� Este é o caso dos elementos próximos ao canto direito
superior da tabela periódica.
�Desse modo, espera-se que os elementos próximos ao
flúor (especificamente O e Cl, mas não os gases
AFINIDADE ELETRÔNICA
nobres) tenham as maiores afinidades eletrônicas e
grandes valores de Zef, sendo possível adicionar
elétrons à camada de valência.
�O nitrogênio tem uma afinidade eletrônica muito baixa
devido à alta repulsão eletrônica que ocorre quando um
elétron entra em um orbital que já está semipreenchido.
11-- Justifique o grande decréscimo na afinidade
eletrônica do lítio para o berílio, apesar do aumento
na carga nuclear.
EXERCÍCIOS
22-- Justifique o decréscimo na afinidade eletrônica do C
para o N.
� A eletronegatividade, χ (chi), de um elemento é a
capacidade que um átomo de um elemento tem de
atrair elétrons para ele quando faz parte de um
composto.
ELETRONEGATIVIDADE
� Se um átomo tem uma forte tendência de adquirir
elétrons, diz-se que é “altamente eletronegativo”.
� Se ele tem uma tendência de perder elétrons, diz-se
que é “eletropositivo”.
� As tendências periódicas na eletronegatividade podem
ser relacionadas com o tamanho dos átomos e com as
configurações eletrônicas.
� Se um átomo é pequeno e tem uma camada eletrônica
ELETRONEGATIVIDADE
� Se um átomo é pequeno e tem uma camada eletrônica
quase fechada, então há uma grande possibilidade de
que ele atraia um elétron para si mais do que um
átomo grande com poucos elétrons de valência.
� As eletronegatividades dos elementos geralmente
aumentam da esquerda para a direita ao longo do
período e diminuem ao descermos num grupo.
�Medidas quantitativas da eletronegatividade tem sido
ELETRONEGATIVIDADE
�Medidas quantitativas da eletronegatividade tem sido
definida de muitas maneiras diferentes.
� A formulação original de Linus Pauling, χχχχP, se baseia
em conceitos relacionados com as energias envolvidas
na formação das ligações.
� Ele observou que se um átomo possui uma alta
energia de ionização, I, e uma alta afinidade eletrônica,
Ea, então ele terá uma maior capacidade de adquirir do
que de perder elétrons quando fizer parte de um
composto; desse modo, será classificado como
ELETRONEGATIVIDADE
composto; desse modo, será classificado como
altamente eletronegativo.
� Inversamente, se tanto a sua energia de ionização
quanto a sua afinidade eletrônica forem baixas, então
o átomo tenderá a perder elétrons ao invés de ganhá-
los; desse modo será classificado como eletropositivo.
� Essas observações motivaram a definição de
eletronegatividade de Mulliken, χχχχM, como o valor
médio da energia de ionização e da afinidade
eletrônica do elemento.
ELETRONEGATIVIDADE
� Várias definições alternativas de eletronegatividade
“atômica” foram propostas.
�Uma escala bastante utilizada, sugerida por A. L.
Allred e E. Rochow, se baseia na ideia de que a
eletronegatividade é determinada pelo campo elétrico
na superfície do átomo.�De acordo com a definição de Allred-Rochow, χχχχAR, os
elementos com alta eletronegatividade são aqueles
com alta carga nuclear efetiva e pequeno raio
covalente: esses elementos estão próximos ao flúor.
ELETRONEGATIVIDADE
covalente: esses elementos estão próximos ao flúor.
�Os valores de Allred-Rochow acompanham muito de
perto os valores das eletronegatividades de Pauling e
são empregados para discutir as distribuições
eletrônicas nos compostos.