Química Inorgânica Duward Shriver (2004, Bookman)
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Química Inorgânica Duward Shriver (2004, Bookman)


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na Figura 1.21, que os raios metáli- 
cos da terceira linha do bloco d são muito similares àqueles da segunda linha, e não são 
significativamente maiores como esperávamos devido ao fato de possuírem números 
atômicos consideravelmente maiores. Por exemplo, o raio do molibdênio (2 = 47) e do 
1 Raio metálico 
2 Raio covalente 
3 Raio iônico 
Figura 1.21 Variação do raio atômico ao longo da tabela periódica. Observe uma contração dos 
raios após os lantanideos no período 6 .0s raios metálicos têm sido usados para os elementos 
metálicos e os raios covalentes têm sido usados para os elementos não metálicos. 
.................................................................................................................. 
'"tomos podem ser ligados por conexões simples, dupla e tripla, e diferentes ordens de ligação resultam 
em raios covalentes diferentes. O raio covalente na Figura 1.21 refere-se a ligações simples entre átomos. 
Tabela 1.4 Raios atómicos (em ângstrons)' 
L i Be B C N O F 
1,57 1,12 0,88 0,77 0,74 0,66 0,64 
Na Mg AI Si P S CI 
1,91 1,60 1,43 1,18 1.10 1,04 1,14 
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 
2,35 1.97 1,64 1,47 1,35 1.29 1,37 1,26 1,25 1,25 1,28 1,37 1,53 1,22 1,21 1,04 1,14 
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 
2,510 2,15 1,82 1,60 1,47 1,40 1,35 1,34 1,34 1,37 1.44 1,52 1,67 1,58 1,41 1,37 1,33 
Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi 
2,72 2,24 1,72 1,59 1,47 1,41 1,37 1,35 1,36 1,39 1,44 1,55 1,71 1,75 1,82 
' 0 s valores referem-se ao número de coordenação 12 (ver Seção 2.7). 1 A = 100 pm. 
Fonte: A.F. Wells, Sbuctural inorganic chernislry, 5'%dnn. Clarendon Press, Oxford (1 984). 
0 s raios metálicos são dados para os metais e os raios covalentes para ligaçáo simples para os restantes. 
tungstênio (Z = 74) são 1,40 A e 1,41 A, respectivan~ente, apesar de o último ter 32 elé- 
trons a mais. A redução do raio está abaixo do esperado com base em uma simples ex- 
trapolação da tendência observada para baixo em um grupo. Isto é chamado de con- 
tração lantanídica. O nome está na origem do efeito. Os elementos da terceira linha 
do bloco d (Período 6) são precedidos pelos elementos da primeira série do blocof, os 
lantanídeos, onde os orbitais 4f estão sendo ocupados. Estes orbitais possuem uma po- 
bre propriedade de blindagem."~s repulsões entre os elétrons que estão sendo adicio- 
nados ao longo do bloco f diminuem, para compensar o aumento na carga nuclear efe- 
tiva; deste modo, Z,, aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período. O 
efeito dominante de Z,, se sobressai em todos os elétrons, e desta forma resulta num 
átomo mais compacto. 
Uma contração similar é encontrada nos elementos seguintes ao bloco d. Por 
exemplo, embora haja um aumento substancial no raio atômico entre o boro e o alumí- 
nio (de 0,88 A para o B a 1,43 A para o Al), o raio atômico do gálio (1.53 A) é apenas 
levemente superior ao do alumínio. De forma semelhante à contração, lantanídica, es- 
te efeito pode ser atribuído às características pobres da blindagem dos elétrons d dos 
elementos que iniciam o período. Embora variações pequenas no raio atômico possam 
ser consideradas de pouca importância, de fato o raio atômico tem papel principal nas 
propriedades químicas dos elementos, e pequenas mudanças podem ter conseqüências 
profundas. 
Uma característica geral aparente da Tabela 1.5 é que rodos os 6nions são maiores 
do que os átonios qrre os originaram e rodos os cátioris siío rnenores (em alguns casos, 
é bem marcante). O aumento do raio de um átomo para a formação do ânion corres- 
pondente é o resultado da maior repulsão elétron-elétron que ocorre no ânion quando 
comparado ao átomo neutro. O menor raio do cátion comparado com o do átomo que 
o originou é uma conseqüência não somente da redução na repulsão elétron-elétron, 
devido à perda de elétrons, mas também pelo fato de que a formação de cátion resulta 
na perda de elétrons de valência. Esta perda toma o centro do átomo muito mais com- 
pacto. Uma vez que estas diferenças gerais foram consideradas, a variacão do raio iô- 
nico por toda a tabela periódica reflete aquela dos átomos. 
O raio atômico nltrneilta para baixo ern uiri grrtpo, e dentro dos blocos s e p, decresce dn 
esquerda para n direita ao lorlgo do período. A contração larlfnilídica caitsn irrn decrésci- 
ino tlo raio nrôrnico para os elerneriros segitintes nos do bloco f: Todos os ániorls são rnnio- 
res do qite os Btornos gire os origiriararn e todos os cárioris são ineriores. 
! 
P 
.................................................................................................................. 
' 4 Uma análise criter~osa (ver D.R Lloyd, J Chem. Educ 53, 502 (1980)) sustenta a posição de que a habili- 4 
dade pobre de blindagem dos elétrons f deriva de sua distribuição radial, e não, como algumas vezes é afir- 
mado, de sua forma. 
i 
Tabela 1.5 Raios iõnicos (em ângstrons)' 
Li' 6e2' B ~ ' 
0,59(4) 0,27(4) 0,12(4) 
0,76(6) 
Na' ~ g ~ ' AI^' 
Cs' Eia2+ TI^+ 
1,88(12) 1,75(12) 
Os números entre parenteses são os números de coordenação do íon. 1 A = 100 pm. 
Fonte: R.D. Shannon, Acta Crystallogr. A32, 751 (1976). Os raios do íon NH,' hexa-coordenado e 
aproximadamente 1,46 A. 
(b) Energia de ionização 
A facilidade com que um elétron pode ser removido de um átomo é medida pela sua 
energia de ionização, I, a energia mínima necessária para remover um elétron de um 
átomo na fase gasosa: 
A primeira energia de ionização, I,, é a energia de ionização do elétron ligado me- 
nos firmemente ao átomo neutro; a segunda energia de ionização. I?, é a energia de 
ionização do cátion resultante, e assim por diante. 
A energia de ionização é expressa em eletronvolts (eV), onde 1 eV é a energia ad- 
quirida por um elétron quando é submetido a uma diferença de potencial de 1 V. Esta 
energia é igual a e x (1 V); assim, é fácil deduzir que 1 eV é equivalente a 96.485 kJ 
mol-'. 
A energia de ionização do átomo de H é 13,6 eV; então, remover um elétron do 
átomo de hidrogênio é equivalente a arrastar o elétron em uma diferença de potencial 
de 13,6 V. Em cálculos termodinâmicos é mais conveniente usar a entalpia de ioniza- 
ção, a entalpia-padrão do processo escrito na equação 8, normalmente a 298 K. A en- , 
talpia de ionização molar é maior do que a entalpia de ionização pelo fator RT. '~ En- 
tretanto, devido ao fato de RT ser equivalente a 2,5 kJ mol-' (correspondendo a 0,026 
eV) à temperatura ambiente e as energias de ionização serem da ordem de 10' - 10' kJ 
mol-I (1 - 10 eV), a diferença entre a energia de ionização e a entalpia pode frequen- 
temente ser ignorada . Neste livro expressamos as energias de ionização em eletron- 
volts e as entalpias de ionização em quilojoule por mol. 
l 5 Esta diferença deriva da mudança na temperatura (a pressão constante) de T= O (considerado implicita- 
mente para I) para a temperatura T(normalmente 298 K) ao qual o valor de entalpia se refere, e a substitui- 
ção de 1 mo1 de partículas gasosas por 2 mo1 nesta Última temperatura. 
Tabela 1.6 Primeira e segunda energias de ionização ( e algumas superiores) dos elementos 
(em elétron-volts') 
H He 
13.60 24,59 
54,51 
Li Be B C N O F Ne 
5,32 9,32 8,30 11,26 14,53 13,62 17,42 21,56 
75,63 18,21 25,15 24.38 29.60 35.11 34,97 40,96 
122,4 153,85 37-93 47,88 47,44 54,93 62,70 63,45- 
259,30 
Na M g AI Si P S CI Ar 
5,14 7,64 5,98 8,15 10,48 10,36 12,97 15,76 
47,28 15,03 18,83 16,34 19,72 23,33 23,80 27,62 
71,63 80,14 28,44 33,49 30,18 34,83 39,65 40,71 
119,96 
K Ca Ga Ge As Se Br Kr 
4,34 6,l 1 6,OO 7,90 9,81 9,75 11,81 14,OO 
31,62 11,87 20.51 15,93 18,63 21,18 21,80 24,35 
45,71 50,89 30,71 34,22 28,34 30,82 36,27 36,95 
Rb Sr I n S n Sb Te I Xe 
4,18 5,69 5,79 7,34 8,64 9,Ol 10,45 12,13 
27,28 11,03 18,87 14,63 18,59 18.60 19,13