Raio Atômico, Energia de Ionização, Afinidade Eletrônica, Eletronegatividade e Polarizidade (PT-BR)

Raio Atômico, Energia de Ionização, Afinidade Eletrônica, Eletronegatividade e...

(Parte 1 de 2)

José Márcio Siqueira Júnior® Departamento de Química Inorgânica – IQ – UFF 2004

Introdução à Química de Sólidos

Assim, no método da aproximação orbital, nós assumimos que cada elétron “experimenta” um campo central próprio com características específicas.

Portanto, os elétrons experimentam uma carga nuclear reduzida de seu valor

Z x e para um valor Zef x e. A esta redução chamamos de BLINDAGEM e o parâmetro de blindagem denominado de σ é uma correção para a carga nuclear verdadeira sentida por um determinado elétron.

Zef = Z - σ

J.C. Slater desenvolveu uma série de regras para calcular a carga nuclear efetiva, e podemos observar alguns dados na tabela .

HHe
Z 12
1s 1,01,69

Tabela 1 Cargas nucleares efetivas, Zef

Como resultado da penetração e blindagem, a ordem de energia em átomos multieletrônicos é normalmente a que se segue:

ns < np < nd < nf

Isto ocorre porque, em uma determinada camada, os orbitais s são mais penetrantes e os orbitais f são os menos penetrantes, lembrando sempre que isso é uma resultante das diferentes simetrias dos orbitais (Parte angular da função de onda que descreve os orbitais atômicos).

Podemos resumir isso nas figuras a seguir:

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Introdução à Química de Sólidos

Podemos notar que a penetração de um elétron 2s é maior do que a do elétron 2p pois o último cai a zero no núcleo.

Assim elétrons 2s são menos blindados do que os elétrons 2p.

À esquerda observamos o diagrama esquemático dos níveis de energia dos átomos multieletrônicos com Z < 21 (até o cálcio) e com Z ≥ 21 (do escândio em diante) onde há uma inversão de energia do 3d com 4s.

À direita temos uma representação mais detalhada dos níveis de energia de átomos multieletrônicos na tabela periódica.

Isto dá origem ao formato da Tabela Periódica aceita atualmente, bem como à várias configurações eletrônicas de elementos nos seus estados fundamental dos átomos ou íons.

Exercício: Qual a configuração eletrônica dos átomo de Ti e Ag e dos íons Ti3+ e Ag+?

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Introdução à Química de Sólidos

12 Parâmetros Atômicos

Raio atômico e iônico

Uma das propriedades atômicas mais úteis de um elemento é o tamanho de seus átomos e íons.

A teoria quântica do átomo não resulta em valores precisos de raios atômicos e iônicos porque a grandes distâncias a função de onda dos elétrons diminui exponencialmente com o aumento da distância do núcleo. No entanto alguns indícios e uma boa dose de bom senso têm permitido aos químicos propor uma variedade de definições.

Aqui podemos observar o conceito de raio metálico: que é a metade da distância determinada entre os núcleos dos átomos vizinhos mais próximos de um sólido.

Aqui temos a definição de raio covalente de um elemento não-metálico que é similarmente definido como metade da separação de átomos vizinhos do mesmo elemento quando este faz parte de uma molécula.

Nesta figura temos a representação da definição de raio iônico que está relacionado à distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos.

Observação: O tamanho dos elementos são bastante variados, dependendo de sua posição na tabela periódica.

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Introdução à Química de Sólidos

Na figura acima temos a variação do raio atômico ao longo da tabela periódica. Observe a contração dos raios após os lantanídeos no 6º período.

Li BeB C N O F
1,57 1,120,8 0,7 0,74 0,6 0,64

Tabela 2. Raios atômicos ( em Å ).

Na Mg Al Si P S Cl

1,91 1,601,43 1,18 1,10 1,04 1,14

Os valores referem-se ao número de coordenação 12 e 1Å = 100 pm ( 1 x 10-10m).

Assim conclui-se que o raio atômico aumenta para baixo em um grupo, e dentro dos blocos s e p, decresce da esquerda para a direita ao longo do período. A contração lantanídica causa um decréscimo no raio atômico para elementos seguintes do bloco f .

Os ânions são maiores do que os átomos que os originaram, bem como os cátions são menores. Agora vejamos como se dá esses processos.

Energia de Ionização

Energia de Ionização I é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa:

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Introdução à Química de Sólidos

Na figura acima podemos observar como varia as primeiras energias de ionização dos elementos ao longo da tabela periódica.

Algumas diferenças de energia de ionização podem ser prontamente explicadas, como por exemplo: a 1ª energia de ionização do boro (8,3 eV) é menor que a do Be (9,32 eV), apesar do boro possuir carga nuclear maior. Como podemos explicar esses fatos?

Neste caso, temos que observar que no boro o elétron mais externo ocupa o orbital 2p e está menos fortemente ligado do que no orbital 2s. Assim I possui um valor menor.

Mas e o caso do decréscimo entre nitrogênio (14,53 eV) e oxigênio (13,62 eV) tem a mesma explicação??? Não! Aqui temos que observar a configuração dos dois átomos:

y 2p1 z

Vemos que, no átomo de oxigênio, dois elétrons ocupam o mesmo orbital 2p. Eles estão tão próximos que se repelem fortemente, e esta repulsão forte compensa a carga nuclear maior. Outra contribuição para esta diferença é a menor energia do íon O+ em razão da configuração 2s2 2p3 onde uma subcamada semipreenchida possui uma energia relativamente baixa. Observe na figura ao lado.

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15 Afinidade eletrônica

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