Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

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A Fig. 23 mostra a periodicidade na afinidade eletrônica, apesar de não apresentar um comportamento regular através de um período. Uma vez que a adição de(s) elétron(s) ocorre sempre em um orbital mais externo (de valência) do átomo, então quanto mais próximo esse orbital estiver do núcleo, maior será a força de atração do núcleo sobre o elétron que está sendo adicionado. Portanto, átomos muito pequenos, cujos elétrons externos experimentam uma alta Z* (elementos do bloco p, sobretudo os halogênios), possuem normalmente afinidades eletrônicas muito grandes (altos valores negativos). Por outro lado, os átomos grandes onde os elétrons em orbitais externos experimentam uma carga nuclear efetiva pequena (elementos dos grupos 1 e 2) têm pequenas afinidades eletrônicas. Entretanto, podemos encontrar algumas irregularidades na variação da afinidade eletrônica. Por exemplo, as afinidades eletrônicas dos elementos Be e Mg (grupo 2) têm valores muito positivos. Isto significa que para os átomos desses elementos ganhem elétrons, terão que absorver, simultaneamente, uma grande quantidade de energia. Isto porque os elétrons deverão ser colocados em um orbital “np”, que é parcialmente blindado pelos elétrons do orbital “ns”. Como resultado, ocorre uma diminuição da atração entre o elétron e o núcleo, tornando pequena a possibilidade desses átomos ganharem elétrons. Fig. 23 - Variação das afinidades eletrônicas de elementos dos três primeiros períodos em função de Z. 49
Outra irregularidade ocorre com os elementos N e P (grupo 5A), os quais apresentam afinidades eletrônicas menos negativas que os elementos que os antecedem no mesmo período (C e Si, respectivamente). Isto ocorre porque nos primeiros o elétron adicionado ocupará um orbital 2p semipreenchido, causando uma maior repulsão elétron-elétron. Finalmente, podemos verificar ainda, na Fig. 23, a grande facilidade dos halogênios em ganhar elétron o que pode ser atestado pelos valores bastante negativos de afinidade eletrônica. Contudo, o valor para o flúor, por exemplo, é menos negativo que o esperado, ou seja, esperava-se que o flúor tivesse uma tendência em ganhar o elétron maior que o cloro, pois seus orbitais de valência encontram-se mais próximos ao núcleo. De fato, as afinidades eletrônicas dos elementos do 2 o período (principalmente os do bloco p) são, em geral, menos negativas do que a dos elementos do mesmo grupo, logo abaixo deles (3 o período). Uma explicação para este resultado pode estar relacionada com os pequenos tamanhos dos átomos do 2 o período, onde a compactação dos elétrons em orbitais externos torna as repulsões intereletrônicas maiores do que nos orbitais externos do átomo de um elemento do 3 o período. Isso pode compensar a alta atração do núcleo, reduzindo a afinidade eletrônica. LIGAÇÕES QUÍMICAS E ESTRUTURA MOLECULAR Introdução É notável a capacidade de combinação existente entre os átomos para produzir espécies químicas mais complexas – moléculas, íon-moléculas, etc –, o que resulta na formação de uma infinidade de materiais diferentes. Tão interessante quanto observar esses fatos, é constatar que os átomos só se mantêm unidos porque existem de forças coulômbicas atrativas denominadas “ligações químicas”. A natureza das ligações químicas depende: ♦ da carga nuclear; ♦ da estrutura eletrônica dos átomos ligantes. Dependendo de sua natureza, as ligações químicas podem se enquadrar em um dos seguintes tipos básicos: ♦ ligações covalentes; ♦ ligações iônicas; ♦ ligações metálicas. A formação e interpretação das ligações covalentes podem ser discutidas com base na(o): • Teoria da Mecânica Quântica; • Teoria da Ligação de Valência (TLV); • Teoria do Orbital Molecular (TOM); • Modelo da hibridização. 50
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