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Tendências periódicas dos elementos químicos

Energia de ionização

E.I. = Energia mínima necessária para remover um ou mais e- de um átomo neutro em seu estado fundamental no estado gasoso.

1ª E.I. do sódio: Na(g) → Na+(g) + e-

2ª E.I. do sódio: Na(g)+ → Na(g)

2+ + e-

Quanto maior a E.I. , mais difícil a remoção de um elétron.

Tendências periódicas dos elementos químicos

Os fatores que influenciam o tamanho atômico também influenciam as E.I.

1- Em cada período, I aumenta com o aumento de Z. 2- Em cada grupo, I diminui com o aumento de Z.

Tendências periódicas dos elementos

químicos Variações das E. I. sucessivas

Pela análise desses valores numéricos, pode-se saber

quantos e- podem ser perdidos por um dado e-.

Tendências periódicas dos elementos

químicos

Variações das E. I. sucessivas

As E.I. aumentam à medida que os e- são removidos: I1<I2<I3 etc... Exemplo: Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

As energias variam de 876 a 4360 kJ/mol, para a retirada dos quatro primeiros e-. A remoção do quinto e- é inviável, pois necessita de uma quantidade muito grande de energia. Isso pois os e- do nível 2p estão mais próximos do núcleo e apresentam Zef maiores que os e- 3s e 3p do nível de valência.

Tendências periódicas dos elementos químicos

Irregularidades das E. I. sucessivas

Tendências periódicas dos elementos

químicos

Irregularidades das E. I. sucessivas

As irregularidades dentro de um período são poucas e sutis. Um exemplo Clássico diz respeito ao par Be e B. Pela tendência geral descrita anteriormente, se esperaria que o B tive a maior I1. Porém, experimentalmente, observa-se o oposto. A forma de preenchimento dos orbitais também deve ser levado em consideração.

Tendências periódicas dos elementos químicos

Irregularidades das E. I. sucessivas

No B o e- a ser removido está no orbital 2p, enquanto o Be está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz à baixa energia de ionização do B. Ainda que a carga nuclear do B seja maior, os e- 2s no B podem blindar parte desta carga do seu e- 2p.) Portanto, menor energia é requerida para remover o e- 2p do B, em relação ao e- 2s do berílio, mesmo com a maior carga nuclear do B.

Tendências periódicas dos elementos químicos

Irregularidades das E. I. sucessivas

Uma irregularidade também é observada para a I1 do N (1s2 2s2 2p3) e do O (1s2 2s2 2p4). Essa é ligeiramente diferente ao caso do Be e do B. A 1ª E.I. do O é mais baixa do que a esperada, porque o e- é removido de um orbital 2p que contém um segundo e-. Dois e- no mesmo orbital ocupam a mesma região do espaço e se repelem com maior intensidade do que se estivem em orbitais diferentes. A repulsão inter eletrônica facilita a remoção do elétron do átomo de oxigênio. No átomo de N não há tal repulsão. Assim, quando o e- abandona o orbital 2p do O, é como se ele fosse "empurrado" pelo outro e- daquele orbital.

Tendências periódicas dos

elementos químicos

A energia de ionização é expressa em elétron-volts

(eV), onde 1 eV é a energia adquirida por um

elétron quando é submetido a uma diferença de

potencial de 1 V. Pode-se deduzir que 1 eV é

equivalente a 96.485 kJ/mol.

A 1ª E.I. do H é de 13,6 eV. Então, remover um e- do

H é equivalente a “arrastar” esse e- através de uma

diferença de potencial de 13,6 V.

Tendências periódicas dos elementos

químicos As energias de ionização podem ser medida em elétron-volts [eV] ou em

(quilo)joules por mol [(k)J/mol]. Tem-se abaixo um exemplo com base no

alumínio onde a medida desta energia encontra-se expressa em quilojoules

por mol (kJ/mol).

1º Potencial de ionização do Al (I1):

Al(g) (+ I1) Al+(g) + e- ⇒ I1 = + 577,5 kJ/mol

2º Potencial de ionização do Al (I2):

Al+(g) (+ I2) Al2+(g) + e- ⇒ I2 = + 1816,7 kJ/mol

3º Potencial de ionização do Al (I3):

Al2+(g) (+ I3) Al3+

(g) + e- ⇒ I3 = + 2744,8 kJ/mol

Note que os sinais de todas as energias são positivas, significando que a

energia é consumida nos processos das perdas dos e-.

Tendências periódicas dos elementos químicos

Energia de Afinidade eletrônica

A.E. = Energia mínima necessária para adicionar um ou mais e- de um átomo neutro em seu estado fundamental no estado gasoso.

1ª A.E. do Cl: Cl(g) + e- → Cl-(g) , E<0 1ª E.I. do Cl: Cl(g) → Cl (g) + e-, E = - 1251 kJ/mol

Para a maioria dos elementos químicos, quando se adicionam e- em um átomo há liberação de energia:

Para alguns elementos específicos, como os gases nobres, A.E. tem valor positivo. Isso significa que o ânion tem energia mais alta do que os átomos e e- separados.

Ar(g) + e- → Ar-(g) E>0 Como E>0, o íon Ar- é muito instável e não se forma na prática.

Energia de afinidade eletrônica

A A.E. torna-se mais negativa à medida que caminhamos para os halogênios, tendo A.E. altas por terem seus ânions com orbitais p totalmente preenchidos. Os G.N. apresentam altas A.E. onde o e- adicional teria que entrar em um orbital de maior energia, o que configura um situação energeticamente desfavorável. Para o Be e o Mg ocorre o mesmo. Note que o Cl, é o elemento de maior afinidade eletrônica, liberando a maior das energias ao receber um elétron, (ΔH=−349 kJ/mol).

Irregularidades das A. E. As A.E. não variam muito à medida que descemos um grupo. Para o F, o e- adicionado entra em um orbital 2p, para o Cl em um 3p, para o Br em um 4p, e assim por diante. Conforme descemos em um dado grupo, as repulsões elétron-elétron são reduzidas progressivamente. Essas repulsões fazem com que as energias de A.E. sejam positivas ou menos negativas do que poderiam ser. As A.E. do grupo 5ª (N, P, As e Sb) também apresentam peculiaridades. Esse grupo apresenta subníveis p preenchidos pela metade, onde o e- entrará em um subnível ocupado, aumentando as repulsões elétron-elétron. Assim, esses elementos têm A.E. positivas (N) ou menos negativas que as de seus vizinhos à esquerda (P, As, Sb).

Tendências periódicas dos

elementos químicos ELETRONEGATIVIDADE/ELETROPOSITIVIDADE

Poder de um átomo de atrair elétrons quando faz parte de um

composto. Assim, diz-se que ele é eletronegativo. Se o átomo

apresenta a maior tendência para perder elétrons, diz-se que

ele é eletropositivo.

Eletronegatividade de Mulliken (χm):

2

.).( EAIm

B C N O F

Cl

Br

I

H

Fr

ELETRONEGATIVIDADE