Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral  

 

Tópico 4 – Propriedades Periódicas

4.7 Afinidade eletrônica • A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. • A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo

gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso: Cl(g) + e- → Cl-(g)

• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica:

Ar(g) + e- → Ar-(g) • Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade

eletrônica é positiva ou negativa. • O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem uma

energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p. • Existem átomos que, apesar de já possuírem todos os seus próprios

elétrons, podem ainda receber elétrons extras com muita facilidade. Essa capacidade é conhecida como afinidade por elétrons ou eletroafinidade.

• Átomos de elementos com alta eletroafinidade, ao receberem elétrons extras, transformam-se em íons negativos (ânions) bastante estáveis.

• Já os átomos que não aceitam elétrons facilmente (ou seja, de elementos com baixa eletroafinidade) formam ânions bastante instáveis.

• O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora possa também ser positivo (ao contrário do potencial de ionização, que é sempre positivo).

• Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a facilidade do átomo para receber um ou mais elétrons. Contrariamente, quanto mais positivo esse valor, mais será preciso "forçar" o átomo para que receba elétrons.

• Tal como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica na tabela periódica tende a ser contrária à variação do raio atômico.

• Ao percorrermos um período da esquerda para a direita, o raio atômico diminui. Com isso, a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons se torna maior, o que aumenta a afinidade eletrônica

• Ao longo dos grupos, o raio atômico diminui de baixo para cima, e, pelo mesmo raciocínio, a eletroafinidade aumenta nesse sentido.

• Em oposição, os átomos dos gases nobres (grupo 18 ou VIIIA) têm valores positivos de afinidade eletrônica, revelando sua dificuldade em receber elétrons e formar ânions

• Os átomos dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) têm grandes valores negativos de afinidade eletrônica. De fato, esses átomos recebem elétrons com muita facilidade, e os ânions por eles formados (F-, Cl-, Br-, I-) têm estabilidade muito grande.

• Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.

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• Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.

• Depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada

• Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos.

4.8 Metais

• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou

lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa).

• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. • O caráter metálico diminui ao longo do período. • Os metais têm energias de ionização baixas. • A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. • Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions

característicos. • Todos os metais do grupo 1A formam íons M+. • Todos os metais do grupo 2A formam íons M2+.

• A maioria dos metais de transição tem cargas variáveis. • A maior parte dos óxidos metálicos é básico:

Óxido metálico + água → hidróxido metálico

Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) 4.9 Não-metais

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• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.

• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons:

metal + não-metal → sal 2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)

• A maior parte dos óxidos não-metálicos é ácido:

óxido não-metálicos + água → ácido

P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq) 4.10 Metalóides • Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os

não-metais. • Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. • Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.

Exercícios

1. Sem fazer uso da Tabela Periódica, responda quais dos seguintes

elementos é: a) Metal alcalino: 29Cu, 11Na, 18Ar, 3Li, b) Metal Alcalino-terroso: 19K, 12Mg, 17Cl, 38Sr c) Elemento de transição: 24Cr, 7N, 11Na, 21Sc d) Actinídio: 8O, 20Ca, 92U e) Lantanídeo: 58Ce, 4Be, 15P f) Halogênio: 17Cl, 10Ne, 9F, 33As g) Gás Nobre: 10Ne, 9F, 18Ar, 12Mg 2. Organize os seguintes elementos na ordem crescente de raios atômicos

(F,S e Cl) 3. Organize os elementos na ordem de energias de ionização crescentes:

Mg, Ca e S. 4. Qual o átomo entre os alcalinos terrosos tem o menor raio. 5. Selecione o íon ou o átomo que possui o maior raio atômico nos

seguintes pares: a) Cl ou Cl- b) Al ou O c) In ou I 6. Compare os elementos Na, Mg, O e P. a) Qual tem o maior raio atômico? b) Qual tem a afinidade eletrônica mais negativa? c) Coloque os elementos em ordem crescente de energia de ionização. 7. Identifique o elemento que corresponde a cada uma das seguintes

características: a) O elemento com configuração eletrônica 1s22s22p63s23p3. b) O elemento alcalino terroso com menor raio atômico. c) O elemento com maior energia de ionização do grupo 5A. d) O elemento cujo íon 2+ tem configuração [Kr]4d5. e) O elemento com afinidade eletrônica mais negativa no grupo 7A.

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f) O elemento com configuração eletrônica [Ar]3d104s2. 8. Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de energia de

ionização: Cl, Ca2+ e Cl-. Explique resumidamente sua resposta. 9. Explique as seguintes variações de raios atômicos ou iônicos: a) I->I b) Ca2+>Mg2+>Be2+ c) Fe>Fe2+>Fe3+

10. Considere as seguintes esferas: Qual representa Ca, Ca2+ e Mg2+?

11. a) Qual a relação geral entre o tamanho do átomo e sua primeira energia de ionização? b) Qual elemento na tabela periódica tem a maior energia de ionização? E qual tem a menor?

Referências bibliográficas

1) Brown, L. T.; Lemay Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R. Química a Ciência Central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

2) Russel, J. B. Química Geral v. 1 e v. 2, 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994.

3) Brown, L. S.; Holme, T. A. Química Geral Aplicada à Engenharia, 1ª ed. São Paulo: Cengage Learning, 2009.

4) Jones, L.; Atkins, P. Princípios de Química – questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Artmed Bookman, 2006.