AFINIDADE DE ELÉTRONS: VARIAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA E EXEMPLOS - QUÍMICA - 2025

A afinidade eletrônica ou eletroafinidade é uma medida da variação energética de um átomo na fase gasosa quando ele incorpora um elétron à sua camada de valência. Uma vez que o elétron foi adquirido pelo átomo A, o ânion A resultante ^- pode ou não ser mais estável do que seu estado fundamental. Portanto, esta reação pode ser endotérmica ou exotérmica.

Por convenção, quando o ganho do elétron é endotérmico, um sinal positivo "+" é atribuído ao valor de afinidade do elétron; Por outro lado, se for exotérmico - ou seja, libera energia - este valor recebe um sinal negativo "-". Em quais unidades esses valores são expressos? Em kJ / mol ou em eV / átomo.

Se o elemento estivesse em uma fase líquida ou sólida, seus átomos interagiriam uns com os outros. Isso faria com que a energia absorvida ou liberada, devido ao ganho eletrônico, se dispersasse entre todos esses, produzindo resultados não confiáveis.

Em contraste, na fase gasosa eles são considerados isolados; em outras palavras, eles não interagem com nada. Assim, os átomos envolvidos nesta reação são: A (g) e A ^- (g). Aqui (g) denota que o átomo está na fase gasosa.

Primeira e segunda afinidades eletrônicas

Primeiro

A reação de ganho eletrônico pode ser representada como:

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E, ou como A (g) + e ^- + E => A ^- (g)

Na primeira equação, E (energia) é encontrado como um produto no lado esquerdo da seta; e na segunda equação a energia é contada como reativa, estando localizada no lado direito. Ou seja, o primeiro corresponde a um ganho eletrônico exotérmico e o segundo a um ganho eletrônico endotérmico.

No entanto, em ambos os casos, é apenas um elétron que é adicionado à camada de valência do átomo A.

Segundo

Também é possível que, uma vez que o íon negativo A ^{- seja formado}, ele absorva outro elétron:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

Porém, os valores para a afinidade do segundo elétron são positivos, uma vez que as repulsões eletrostáticas entre o íon negativo A ^- e o elétron e entrante ^- devem ser superadas.

O que determina que um átomo gasoso "receba" melhor um elétron? A resposta encontra-se essencialmente no núcleo, no efeito de blindagem das conchas eletrônicas internas e na concha de valência.

Como a afinidade eletrônica varia na tabela periódica

Na imagem superior, as setas vermelhas indicam as direções em que aumenta a afinidade eletrônica dos elementos. A partir disso, a afinidade eletrônica pode ser entendida como mais uma das propriedades periódicas, com a peculiaridade de ter muitas exceções.

A afinidade eletrônica aumenta de forma ascendente através dos grupos e também aumenta da esquerda para a direita ao longo da tabela periódica, especialmente em torno do átomo de flúor. Esta propriedade está intimamente relacionada ao raio atômico e aos níveis de energia de seus orbitais.

Variação por núcleo e efeito de proteção

O núcleo possui prótons, que são partículas carregadas positivamente que exercem uma força atrativa sobre os elétrons do átomo. Quanto mais próximos os elétrons estão do núcleo, maior é a atração que sentem. Assim, à medida que aumenta a distância do núcleo aos elétrons, menores são as forças de atração.

Além disso, os elétrons na camada interna ajudam a "blindar" o efeito do núcleo sobre os elétrons nas camadas mais externas: os elétrons de valência.

Isso se deve às próprias repulsões eletrônicas entre suas cargas negativas. No entanto, esse efeito é neutralizado pelo aumento do número atômico Z.

Como isso se relaciona com a afinidade eletrônica? Que um átomo gasoso A terá uma tendência maior de ganhar elétrons e formar íons negativos estáveis ​​quando o efeito de proteção for maior do que as repulsões entre o elétron que chega e os da camada de valência.

O contrário ocorre quando os elétrons estão muito distantes do núcleo e as repulsões entre eles não prejudicam o ganho eletrônico.

Por exemplo, descer em um grupo "abre" novos níveis de energia, que aumentam a distância entre o núcleo e os elétrons externos. É por esta razão que à medida que você sobe nos grupos, as afinidades eletrônicas aumentam.

Variação por configuração de elétron

Todos os orbitais têm seus níveis de energia, portanto, se o novo elétron ocupar um orbital de energia mais alta, o átomo precisará absorver energia para que isso seja possível.

Além disso, a forma como os elétrons ocupam os orbitais pode ou não favorecer o ganho eletrônico, distinguindo assim as diferenças entre os átomos.

Por exemplo, se todos os elétrons estiverem desemparelhados nos orbitais p, a inclusão de um novo elétron causará a formação de um par pareado, que exerce forças repulsivas sobre os outros elétrons.

É o caso do átomo de nitrogênio, cuja afinidade eletrônica (8kJ / mol) é menor que a do átomo de carbono (-122kJ / mol).

Exemplos

Exemplo 1

A primeira e a segunda afinidades eletrônicas para o oxigênio são:

O (g) + e ^- => O ^- (g) + (141kJ / mol)

O ^- (g) + e ^- + (780kJ / mol) => O ^2– (g)

A configuração eletrônica para O é 1s ² 2s ² 2p ⁴. Já existe um par de elétrons emparelhado, que não consegue superar a força atrativa do núcleo; portanto, o ganho electrónico liberta energia após o estável ó ^- iónica é formada.

Entretanto, embora O ^2– tenha a mesma configuração do gás nobre neon, suas repulsões eletrônicas excedem a força atrativa do núcleo, e um suprimento de energia é necessário para permitir a entrada do elétron.

Exemplo 2

Se as afinidades eletrônicas dos elementos do grupo 17 forem comparadas, o seguinte será obtido:

F (g) + e ^- = F ^- (g) + (328 kJ / mol)

Cl (g) + e ^- = Cl ^- (g) + (349 kJ / mol)

Br (g) + e ^- = Br ^- (g) + (325 kJ / mol)

I (g) + e ^- = I ^- (g) + (295 kJ / mol)

De cima para baixo - descendo no grupo - os raios atômicos aumentam, assim como a distância entre o núcleo e os elétrons externos. Isso causa um aumento nas afinidades eletrônicas; entretanto, o flúor, que deveria ter o valor mais alto, é superado em número pelo cloro.

Por quê? Esta anomalia demonstra o efeito das repulsões eletrônicas sobre a força atrativa e baixa blindagem.

Por ser um átomo muito pequeno, o flúor "condensa" todos os seus elétrons em um pequeno volume, causando uma repulsão maior no elétron que chega do que seus congêneres mais volumosos (Cl, Br e I).

Referências

1. Chemistry LibreTexts. Afinidade de elétrons. Obtido em 4 de junho de 2018, em: chem.libretexts.org
2. Jim Clark. (2012). Afinidade de elétrons. Obtido em 4 de junho de 2018, em: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. Afinidades eletrônicas dos elementos do grupo principal. Obtido em 4 de junho de 2018, em: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Prof. N. De Leon. Afinidade de elétrons. Obtido em 4 de junho de 2018, em: iun.edu
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27 de maio de 2016). Definição de afinidade de elétrons. Obtido em 4 de junho de 2018, em: Thoughtco.com
6. Cdang. (3 de outubro de 2011). Tabela periódica de afinidade de elétrons.. Obtido em 04 de junho de 2018, em: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning, p 227-229.
8. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição., P. 29). Mc Graw Hill.