Aula 04 - Propriedades periódicas 3

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DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PERIODIZAÇÃO: 1º PERÍODO PROFESSOR: TIAGO LOPES DE ARAÚJO

PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 3 RECIFE, ABRIL DE 2020.

Nessa aula, continuaremos a estudar as propriedades periódicas dos elementos químicos, dentre as quais iremos abordar:  

Eletronegatividade; Eletropositividade.

ELETRONEGATIVIDADE

A eletronegatividade (simbolizada pela letra grega “qui” χ) é um conceito que descreve a tendência que um átomo tem

de atrair um par de elétrons compartilhados para si próprio. O oposto da eletronegatividade é a eletropositividade

(ou caráter metálico): uma medida da capacidade do átomo de doar elétrons. O termo “eletronegatividade” foi introduzido pelo químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) em 1811.

Porém, só no ano de 1932 é que o químico estadunidense Linus Carl Pauling (1901-1994) propôs a primeira escala de

eletronegatividade, baseada na teoria eletrônica de valência.

Berzelius

Linus Pauling

A eletronegatividade é influenciada pelo número atômico do elemento químico e pela distância dos elétrons de valência até

o núcleo. Esses dois efeitos sempre se contrapõem: 

Carga nuclear: Quanto mais prótons um átomo tem, mais ele irá atrair os elétrons para si.



Blindagem: Quanto mais elétrons internos um átomo tem, mais eles irão repelir os elétrons da camada de valência.

VARIAÇÕES DA ELETRONEGATIVIDADE

A eletronegatividade não pode ser medida, mas ela é calculada a partir de propriedades atômicas e/ou moleculares.

Vários métodos de cálculo foram propostos, o que leva a compilados de dados com diferenças nos valores numéricos da

eletronegatividade. Porém, todos eles apontam para as mesmas tendências periódicas. 

Nos períodos, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita.



Já nos grupos, ela aumenta de baixo para cima. Dessa forma, o frâncio é o elemento menos eletronegativo

da tabela periódica, enquanto o flúor é o mais eletronegativo. Todavia, existem algumas exceções. O gálio e o germânio, por exemplo, têm maior eletronegatividade que o alumínio e o silício, respectivamente, devido à contração do bloco d.

Tendência de crescimento da eletronegatividade.

Atividade 01

A eletronegatividade e o raio atômico dos elementos são duas propriedades

periódicas e, portanto, importantes para a previsão das características químicas dos compostos. Os primeiros cinco elementos do grupo 2 (metais

alcalino-terrosos) são: Be, Mg, Ca, Sr e Ba, em ordem crescente de número atômico. Com o aumento do número atômico ao longo do grupo, podemos afirmar que: A) A eletronegatividade e o raio atômico crescem. B) A eletronegatividade cresce e o raio atômico decresce. C) A eletronegatividade e o raio atômico decrescem. D) A eletronegatividade decresce e o raio atômico cresce.

E) A eletronegatividade se mantém, enquanto o raio atômico cresce.

Atividade 02

Considere as afirmações a seguir acerca da tabela periódica. I – No grupo 16 (família 6A), a eletronegatividade aumenta de cima para

baixo. II – Os números atômicos dos elementos químicos aumentam da esquerda

para a direita, nos períodos. III – No grupo 1 (família 1A), a energia de ionização aumenta de baixo

para cima. IV – A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita, nos

períodos.

V – No grupo 17 (família 7A), a temperatura de ebulição aumenta de cima para baixo. Quantas afirmações são corretas? A) 5 B) 4 C) 3

D) 2 E) 1

ESCALAS DE ELETRONEGATIVIDADE

O método de cálculo para a determinação dos valores de eletronegatividade mais usado é o originalmente proposto por

Linus Pauling. Ele fornece valores de eletronegatividade, que são adimensionais, em uma escala relativa que varia de 0,70

(para o Fr) a 3,98 (para o F).

Calculando a eletronegatividade de Pauling A diferença de eletronegatividade entre os átomos A e B é

função das energias de dissociação (Ed) das ligações A–B, A–A e B–B, expressas em elétron-volt (eV).

Obs.: O fator (eV)–1/2 está incluído para garantir um resultado adimensional e A é o elemento mais eletronegativo.

| χA − χB | = eV

1 − 2

∙

Ed AB −

Ed AA + Ed BB 2

Como se calcula a diferença de eletronegatividade, é necessário escolher um ponto de referência arbitrário para

construir a escala. O hidrogênio foi escolhido como referência, pois forma

ligações covalentes com uma grande variedade de elementos. Sua eletronegatividade foi fixada primeiro em 2,10 e, posteriormente, revisada para 2,20.

Eletronegatividade de Pauling 4,5 4 3,5 3 2,5 2 1,5 1 0,5 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

110

120

Calculando a eletronegatividade de Allred-Rochow A eletronegatividade é função da carga nuclear efetiva

(Zeff) e do raio covalente (rcov), expresso em picômetros, do átomo do elemento químico. Essa expressão foi desenvolvida

por A. Louis Allred e Eugene G. Rochow.

χ = 3590 ∙

𝑍𝑒𝑓𝑓 + 0,744 2 𝑟𝑐𝑜𝑣

Eletronegatividade de Allred-Rochow 6 5 4 3 2 1 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

110

120

Calculando a eletronegatividade de Mülliken-Jaffe A eletronegatividade é a média aritmética entre a energia

de ionização (Ei) e a afinidade eletrônica (Eae):

𝐸𝑖 + 𝐸𝑎𝑒 χ= 2 Se essas energias foram expressas em kJ/mol, podemos usar uma transformação linear para encontrar valores absolutos que se assemelham aos de Pauling:

1,97 ∙ 10−3 χ= kJ/mol

𝐸𝑖 + 𝐸𝑎𝑒 + 0,19

Eletronegatividade de Mülliken-Jaffe 4,5 4 3,5 3 2,5 2 1,5 1 0,5 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

110

120

Existem outras escalas de eletronegatividade, como a de Sanderson e a de Allen.

Em todos os casos, há a possibilidade de transformar os valores calculados para valores absolutos que se assemelhem

aos de Pauling, o que chamamos de unidades de Pauling.

Exemplo resolvido

Calcule a eletronegatividade do bromo nas escalas de Pauling e de Mülliken-Jaffe a partir dos dados a seguir e compare os valores encontrados. χ (H) = 2,20

Ed (H – Br) = 3,79 eV Ed (H – H) = 4,52 eV

Ed (Br – Br) = 2,00 eV Eae (Br) = 325 kJ/mol Ei (Br) = 1140 kJ/mol

Vamos começar com a eletronegatividade de Pauling. Sabemos que entre o hidrogênio e o bromo, o elemento mais eletronegativo é o bromo. Portanto, ele é o átomo A e o hidrogênio é o átomo B. Os dados que iremos utilizar são: a eletronegatividade do hidrogênio e as energias de dissociação: χ (H) = 2,20

Ed (H – Br) = Ed (Br – H) = 3,79 eV Ed (H – H) = 4,52 eV Ed (Br – Br) = 2,00 eV

|χBr − χH | = eV

1 − 2

|χBr − 2,20| = eV |χBr − 2,20| = eV |χBr − 2,20| = eV χBr − 2,20 ≅ eV

−

Ed BrBr + Ed HH ∙ Ed BrH − 2 −

1 2

1 − 2 − 1 2

1 2

2,00 + 4,52 eV ∙ 3,79 eV − 2 ∙ 3,79 eV − 3,26 eV ∙ 0,53 eV

∙ 0,73 eV

1 2

= 0,73

⇒ χBr = 0,73 + 2,20 = 2,93 unidades de Pauling

Agora vamos calcular a eletronegatividade de Mülliken-Jaffe. Os dados que iremos utilizar são a afinidade eletrônica do bromo e a primeira energia de ionização do bromo: Eae (Br) = 325 kJ/mol

Ei (Br) = 1140 kJ/mol

1,97 ∙ 10−3 χ= kJ/mol

𝐸𝑖 + 𝐸𝑎𝑒 + 0,19

1,97 ∙ 10−3 χ= kJ/mol

1140 + 325 kJ/mol + 0,19

1,97 ∙ 10−3 χ= kJ/mol

1465 kJ/mol + 0,19

−3

χ = 2886,05 ∙ 10

+ 0,19 = 2,88605 + 0,19

⇒ χ = 3,07605 ≅ 3,08 unidades de Pauling A diferença entre os valores encontrados é: Δ = 3,08 – 2,93 = 0,15 unidades de Pauling

Atividade 03

Calcule a eletronegatividade do flúor nas escalas de Pauling e de Mülliken-Jaffe a partir dos dados a seguir e compare os valores encontrados. χ (H) = 2,20

Ed (H – F) = 5,90 eV Ed (H – H) = 4,52 eV

Ed (F – F) = 1,63 eV Eae (F) = 328 kJ/mol Ei (F) = 1681 kJ/mol

ELETROPOSITIVIDADE

A eletropositividade é uma medida da capacidade de um

elemento de doar elétrons e, portanto, formar íons positivos; portanto, é contrário à eletronegatividade.

Ser eletropositivo é uma característica dos metais, o que significa que, em geral, quanto maior for o caráter metálico de um elemento, maior será a sua eletropositividade. Os metais alcalinos são os mais eletropositivos de todos. Isso ocorre porque eles têm um único elétron em sua camada externa, que é facilmente perdido por causa das baixas energias de ionização.

Enquanto a eletronegatividade aumenta ao longo dos períodos da esquerda para a direita, a eletropositividade diminui

nesse mesmo sentido. E enquanto a eletronegatividade aumenta ao longo dos

grupos de baixo para cima, a eletropositividade também diminui nesse sentido. Isso significa que os elementos no canto superior direito da tabela periódica terão a maior eletronegatividade, enquanto que os do canto inferior direito terão a maior eletropositividade.

Atividade 04

Considere as seguintes proposições: I – Quanto menor o raio do íon, maior será sua quantidade de elétrons quando comparado com seu átomo.

II – O potencial de ionização aumenta à medida que o raio atômico aumenta em uma família. III – A afinidade eletrônica será maior quando o raio atômico diminuir.

Assinale a alternativa CORRETA: A) Todas são verdadeiras. D) Somente III é verdadeira. B) Somente II e III são verdadeiras.

E) Somente I é verdadeira. C) Todas são falsas.

Atividade 05

Dadas as configurações eletrônicas dos seguintes átomos no seu estado fundamental: Átomo I: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Átomo II: 1s2 2s2 2p6 3s2

Átomo III: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Átomo IV: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 É INCORRETO afirmar que:

A) Dentre os átomos anteriores, o átomo I tem o maior potencial de ionização. B) A perda de dois elétrons pelo átomo II leva à formação de um cátion bivalente. C) Dentre os átomos anteriores, o átomo III tem a maior afinidade

eletrônica. D) O ganho de um elétron pelo átomo IV ocorre com a liberação de

energia. E) O átomo IV é o mais eletronegativo.

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