Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

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Energia de ionização Define-se energia de ionização (EI) como sendo a energia mínima necessária para retirar elétron de um átomo gasoso, isolado, no seu estado fundamental. Para um dado elemento X, esse processo pode ser representado como: X(g) X n+ (g) + ne - Quando n = 1, o valor de EI corresponde ao da primeira energia de ionização; n = 2 a segunda e assim por diante. Como mais de um elétron pode, a princípio, ser removido do átomo (exceto o H), a quantidade de energia necessária para retirar o segundo elétron (2ª EI) é maior que a da 1ª EI e assim sucessivamente (Tab. 7). Isto ocorre porque as espécies das quais o elétron é removido tornam-se progressivamente mais carregadas positivamente (maior força de atração exercida pelo núcleo). A Tab. 7 mostra as primeiras energias (exceto o H) de ionização de átomos gasosos de vários elementos. Por outro lado, podemos observar na Fig. 22 que a variação da primeira energia de ionização nos grupos e períodos ocorre de maneira similar ao tamanho atômico. Dessa forma, na medida que percorremos um grupo de cima para baixo (por exemplo, os metais alcalinos), o aumento que ocorre no tamanho é acompanhado por um decréscimo na energia de ionização. Isto ocorre em virtude do aumento gradual da distância média entre o núcleo e o elétron mais externo, tornando a força de atração do núcleo cada vez menor, já que a carga nuclear efetiva sentida pelo elétron mais externo se mantém praticamente constante. Com relação à variação ao longo de um período, à medida que nos deslocamos da esquerda para direita, ocorre um aumento da carga nuclear efetiva sentida pelos elétrons externos, reduzindo em geral o tamanho do átomo e tornando mais difícil a retirada de elétron. Contudo, observa-se que existem algumas irregularidades nessa tendência. Por exemplo, no 2 o período esperamos um aumento regular do potencial de ionização ao irmos do Li ao Ne. Todavia, observamos que a energia de ionização do Be é maior que a do B e a do N é maior que a do O. Essas inversões podem ser também explicadas a partir das estruturas eletrônicas dos elementos e da lei de Coulomb. Relativamente ao Be, o 1º elétron a ser retirado encontra-se no 2s completo, ao passo que o 1º elétron do B a ser removido situa-se em um dos orbitais 2p. Como o orbital 2s é mais penetrante que os orbitais 2p (Fig. 16), os elétrons 2s são mais firmemente atraídos pelo núcleo. Assim, é mais fácil remover o elétron 2p do B que um dos elétrons 2s do Be, o que requer uma EI menor para o B. No caso do nitrogênio, todos os orbitais 2p têm somente 1 elétron cada (orbitais semipreeenchidos), enquanto que o oxigênio apresenta um de seus orbitais 2p com dois elétrons. Como o quarto elétron do O encontra-se em um orbital que já contém um elétron, a repulsão existente entre os dois tornará mais fácil remover um deles do que retirar um elétron de qualquer um dos orbitais 2p semipreenchidos. Essas mesmas irregularidades encontram nos períodos 3 e 4, onde a EI do P é maior que a do S e a do As é maior que a do Se. 45
Fig. 22 - Variação das primeiras energias de ionização dos elementos em função de Z. Podemos notar também na Fig. 22 que existe um ligeiro aumento na energia de ionização em cada série dos elementos de transição. Isto é causado pelo efeito de blindagem promovido pelos elétrons internos, (n-1) d, compensando o aumento da carga nuclear. OBS: os elétrons mais fáceis de serem removidos nos átomos dos elementos de transição são os de valência, ou seja, aqueles que possuem o maior valor de n. Dessa forma, o primeiro elétron a ser retirado do átomo de titânio ocupa o orbital 4s e não o orbital 3d. A estrutura eletrônica mostrada abaixo ilustra esse fato: (Ti: [Ar] 3d 2 4s 2 ) (Ti + : [Ar]3d 2 4s 1 ) + e Por fim, podemos destacar as altas energias de ionização dos gases nobres decorrentes dos altos valores de Z* dos elétrons de valência (presentes em orbitais np), bem como dos pequenos tamanhos dos átomos desses elementos (menor distância elétron-núcleo). Por outro lado, o He possui o orbital 1s completo, o que confere a esse elemento uma estabilidade comparável à dos outros gases nobres. De fato, o He possui a maior energia de ionização (1ª EI) entre os elementos da tabela periódica. A alta estabilidade dos gases nobres constitui uma das principais razões da pequena tendência de formarem ligação. 46
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