 Show O elemento flúor, por exemplo, tem essa capacidade de atrair elétrons e “capturá-los”, originando um íon de carga negativa. Quando isso ocorre, é liberada uma quantidade de energia específica para cada elemento. No caso do flúor, essa energia é de 328 kJ. Desse modo, essa energia liberada é definida como Eletroafinidade, pois mede o grau de afinidade ou a potência da atração do átomo pelo elétron adicionado. F (g) + e- → F-(g) + 328 kJ Se compararmos a eletroafinidade do flúor, que é um elemento da família VII A ou 17 da Tabela Periódica, com a do lítio, pertencente à primeira família, veremos que a eletroafinidade do flúor é bem maior, pois, como vimos, é de 328 kJ, enquanto a do lítio é de apenas 60 kJ. Fatos como esse se repetem ao examinarmos as eletroafinidades dos elementos ao longo dos períodos e das famílias da Tabela Periódica. Assim, apesar de não se ter ainda determinado experimentalmente os valores das eletroafinidades de todos os elementos, é possível generalizar que a eletroafinidade diminui com o aumento do raio atômico, isto é, na Tabela Periódica, ela aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. O que faz da eletroafinidade uma propriedade periódica. Não pare agora... Tem mais depois da publicidade ;) Portanto, como se pode observar no esquema a seguir, visto que ainda não foram determinados experimentalmente os valores das eletroafinidades dos gases nobres (família 18, ou VIII A ou ainda, 0), eles foram apenas estimadas; os elementos com maiores eletroafinidades são os halogênios (elementos pertencentes à família 17 ou VII A) e o oxigênio.
O átomo ou íon só perderá elétrons se ele receber energia suficiente, que é a energia de ionização. Na prática, o mais importante é primeiro potencial de ionização ou primeira energia de ionização, que corresponde à remoção do primeiro elétron. Ela costuma ser a menor energia de ionização, pois como esse elétron é o mais afastado do núcleo, a sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de menos energia e sendo mais fácil removê-lo. Além disso, com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e o íon fica cada vez mais positivo, portanto, a atração com o núcleo fica mais forte e, consequentemente, será necessária mais energia para retirar o próximo elétron e assim sucessivamente. Para considerar um exemplo, o átomo de sódio possui como primeira energia de ionização o valor de 406 kJ/mol. Já sua segunda energia de ionização é de 4560, isto é, muito maior que a primeira. Isso mostra que é necessário fornecer muito mais energia ao sódio para retirar dois elétrons do que apenas um. É por isso que na natureza é mais comum encontrar átomos de sódio com a carga +1. Observe como isso ocorre no caso do alumínio a seguir: 13Al + 577,4 kJ/mol →
13Al1++ e- Assim, para o Alumínio temos a seguinte ordem de energia de ionização (EI): Não pare agora... Tem mais depois da publicidade ;) 1ª EI < 2ª EI < 3ª EI <<< 4ª EI A partir desse fato, podemos concluir que: Por isso, se considerarmos os elementos em uma mesma família ou num mesmo período da tabela periódica, veremos que conforme aumentam os números atômicos, menores são as energias de ionização, porque mais afastados do núcleo os elétrons estão. Desse modo, a energia de ionização cresce na tabela periódica de baixo para cima e da esquerda para a direita. Portanto, a energia de ionização é uma propriedade periódica. Veja como isso é mostrado a seguir e compare os valores da primeira energia de ionização de alguns átomos, que foram obtidos experimentalmente em kJ (quilojoule): Observe como os valores das energias de ionização dos elementos do segundo período da Tabela Periódica são maiores que os do terceiro período e assim por diante. Atente também ao fato de que a primeira energia de ionização dos elementos da família 1A são menores que os da 2A e assim sucessivamente. Aqueles elementos representativos que possuem baixa energia de ionização perdem elétrons para se tornarem estáveis, ou seja, ficarem com a configuração de gás nobre. Já os com alta energia de ionização (ametais) recebem elétrons ao invés de perdê-los.
Como a afinidade eletrônica varia na tabela periódica?Variação da afinidade eletrônica
Em regra geral, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para direita e de baixo para cima na posição de organização dos elementos químicos na tabela periódica. Entretanto, existem algumas exceções, uma delas é sobre o átomo de cloro.
Como a energia de ionização varia na tabela periódica?Portanto, a variação da energia de ionização na tabela periódica, numa mesma família, aumenta de baixo para cima, e, num mesmo período, da esquerda para a direita. Isso é mostrado abaixo, além dos valores das energias de ionização de vários elementos.
O que varia a energia de ionização?Ao tempo que os prótons aumentam, o nível de atração colocada sobre os elétrons também aumentam. Assim, é menor o raio atômico ao mesmo tempo que a energia de ionização aumenta. Então, a energia de ionização periódica é feita ao inverso do raio atômico. O raio atômico é de cima para baixo, da direita para a esquerda.
Como a energia de ionização varia nos períodos da tabela periódica é nas famílias?Podemos ver que, nas famílias e nos períodos, a energia de ionização aumenta à medida que o raio atômico diminui. Isso ocorre porque, quanto menor for o tamanho do átomo, maior será a atração dos elétrons na eletrosfera pelos prótons no núcleo, tornando mais difícil de se retirar o elétron.
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Como afinidade eletrônica é energia de ionização varia na tabela periódica?
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