Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

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oxidação. Todavia, o último elemento dessas séries possui átomos com orbitais (n - 1)d de energia tão baixa, a exemplo dos 3d no átomo de Zn, que seus compostos são normalmente formados com o metal no estado de oxidação +2. Classificação dos elementos Os elementos químicos podem ser classificados em: • Metais ⇒ situados à esquerda dos semi-metais, são bons condutores de eletricidade e calor, são dúcteis, maleáveis, duros e tenazes. Perfazem cerca de ¾ dos elementos da tabela periódica; • Semi-metais ⇒ possuem propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. São eles: B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po; • Não-Metais ⇒ situam-se entre os semi-metais e os gases nobres (grupo 18). São maus condutores de calor e eletricidade. Além disso, os elementos podem ser classificados em elementos: • Representativos ⇒ compreendem todos elementos dos blocos “s” e “p”, ou seja, aqueles cujos átomos têm elétron(s) de valência em orbital do tipo “s” ou “p”; • Transição ⇒ englobam os elementos dos blocos 3d, 4d, 5d e 6d, ou seja, os elementos em cujos átomos os orbitais “d” são os últimos a serem preenchidos; • Transição Interna ⇒ São os dos blocos f (4f e 5f). Nos átomos desses elementos, os últimos elétrons são acomodados em orbitais do tipo f. Periodicidade nas Propriedades Atômicas As variações das propriedades periódicas podem ser explicadas com base nas variações das configurações eletrônicas dos elementos e na aplicação da lei de Coulomb. A seguir estudaremos a variação das três propriedades atômicas mais importantes para a compreensão da formação das ligações químicas: i. tamanho ou raio atômico e iônico; ii. potencial ou energia de ionização (EI); iii. e afinidade eletrônica (AE). Raio atômico e iônico Em virtude da nuvem eletrônica de um átomo não ter um limite definido, o tamanho de um átomo não pode ser definido de forma simples. Contudo, podemos definir “tamanho ou raio atômico” como sendo a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos, quando o elemento encontra-se em sua forma mais densa (a forma mais densamente compactada, que é usualmente a sólida). Para se determinar, por exemplo, o tamanho dos átomos metálicos, obtémse a distância internuclear no cristal através de uma técnica muito poderosa conhecida como “difração de raios-X” ou por meio da “difração de elétrons” e 41
depois divide-se essa distância por dois para encontrar finalmente o raio atômico. Apesar das dificuldades de se definir o tamanho dos átomos, é possível reunir um conjunto de raios atômicos aproximados obtidos a partir de medidas de distâncias interatômicas. Os resultados são apresentados na Fig. 21. Observa-se claramente a variação periódica dos raios atômicos em função do número atômico. É possível constatar na Fig. 21 que na medida em que caminhamos para baixo dentro de um grupo, o tamanho dos átomos geralmente aumenta e, à medida que percorremos da esquerda para direita através de um período, observa-se, em geral, um decréscimo gradual no tamanho do átomo. Como se pode explicar essas variações em termos da estrutura eletrônica? Para explicar o porquê dessas variações precisamos considerar os seguintes fatores: i. distância média em que o(s) elétron(s) mais externo(s) se encontra(m) em relação ao núcleo (depende do número quântico principal, n); ii. carga nuclear efetiva (Z*) que o(s) elétron(s) experimenta(m), sobretudo os mais externo(s). A magnitude de Z* determina a intensidade da força de atração líquida (descontando a blindagem) elétron-núcleo. iii. intensidade da força coulômbica de atração (elétron externo-núcleo) e/ou de repulsão (elétron-elétron). OBS: Os dois primeiros fatores são sempre determinados pela “configuração eletrônica” do elemento em questão. Fig. 21 - Variação dos raios atômicos em função de Z. Uma vez que os elétrons dos orbitais mais internos tendem a se situar entre o núcleo e o(s) elétron(s) mais externo(s), acabam protegendo (blindando) os últimos da atração promovida pela carga nuclear. No caso do Na, por exemplo, os 42
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