Tabela Periódica sem Mistério: Afinidade eletrônica e formação de ânions (conectando com reatividade)

Afinidade eletrônica: a “vontade” de ganhar elétron

Afinidade eletrônica é a tendência que um átomo neutro tem de ganhar um elétron e formar um ânion (íon negativo). Em termos práticos, ela responde à pergunta: “Se eu oferecer um elétron para este átomo, ele tende a aceitar com facilidade?”

Quando a afinidade eletrônica é alta, a entrada de um elétron é mais “favorável” e o ânion formado costuma ser mais estável. Quando é baixa (ou pouco favorável), o átomo tende a não ganhar elétron com facilidade.

Como a Tabela Periódica sugere onde a afinidade eletrônica é maior

Sem entrar em contas, dá para usar a Tabela como um mapa de propensão a formar ânions:

• Halogênios (grupo 17) são os campeões em ganhar elétron: F, Cl, Br, I tendem a formar ânions F−, Cl−, Br−, I−.
• Calcogênios (grupo 16) também ganham elétrons com frequência, formando ânions como O2−, S2−, especialmente em compostos iônicos com metais.
• Gases nobres (grupo 18) são o contraste importante: em geral, têm baixíssima tendência a ganhar elétron e raramente formam ânions estáveis em condições comuns.

Uma leitura útil: quanto mais um elemento “se beneficia” ao completar sua camada de valência, maior costuma ser sua afinidade eletrônica. Por isso, elementos próximos de completar essa camada (como os halogênios) aceitam elétrons com facilidade.

Conectando afinidade eletrônica com reatividade

Afinidade eletrônica ajuda a prever reatividade em processos onde ganhar elétrons é parte do caminho. Elementos com alta afinidade eletrônica tendem a:

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• reagir com metais (que costumam perder elétrons) para formar sais iônicos;
• atuar como agentes oxidantes em muitas reações, pois “puxam” elétrons para si;
• formar ânions que aparecem em compostos do dia a dia (cloretos, óxidos, sulfetos etc.).

Formação de sais: o que a afinidade eletrônica “explica” na prática

Em um sal típico, um metal perde elétrons e um ametal ganha. A afinidade eletrônica do ametal é uma peça do quebra-cabeça que torna a formação do ânion mais provável.

Exemplo geral (sem focar em números):

Metal → Metal⁺ + e⁻  (perda de elétron)  +  Ametal + e⁻ → Ametal⁻  (ganho de elétron)

Quando o ametal tem alta afinidade eletrônica, o segundo passo tende a ser mais “natural” do ponto de vista químico, favorecendo a formação do sal.

Exemplo 1: Cloro ganhando elétron (formação de Cl⁻)

O cloro (Cl) é um halogênio e tem forte tendência a ganhar 1 elétron, formando o ânion Cl−. Isso aparece diretamente na formação de sais como o cloreto de sódio.

Passo a passo prático: prevendo o ânion do cloro e o sal resultante

1. Identifique a família: Cl está no grupo 17 (halogênios).

2. Use a regra prática do grupo: halogênios tendem a ganhar 1 elétron → formam −1.

3. Escreva o ânion: Cl + e− → Cl−.

4. Combine com um cátion comum (ex.: sódio, Na+) para prever o sal:

   Na+ + Cl− → NaCl

Onde isso é relevante: em reações de formação de sais (cloretos) e em processos onde o cloro/halogênios participam como espécies que capturam elétrons.

Exemplo 2: Oxigênio formando óxidos (O²⁻ em compostos iônicos)

O oxigênio (O) é do grupo 16 e frequentemente forma o ânion O2− em óxidos iônicos (especialmente com metais). Na prática, isso explica por que muitos metais reagem com oxigênio formando sólidos iônicos (óxidos metálicos).

Passo a passo prático: prevendo o ânion do oxigênio e o óxido

1. Identifique a família: O está no grupo 16 (calcogênios).

2. Regra prática do grupo: calcogênios tendem a ganhar 2 elétrons → formam −2.

3. Escreva o ânion: O + 2e− → O2−.

4. Combine com um cátion metálico para prever a fórmula do óxido. Exemplos:

   • Com magnésio (Mg2+): Mg2+ + O2− → MgO

   • Com sódio (Na+): para neutralizar O2−, precisa de dois Na+: 2Na+ + O2− → Na2O

Onde isso é relevante: corrosão/oxidação de metais, formação de óxidos em altas temperaturas, composição de minerais e cerâmicas.

Observação importante (sem aprofundar demais)

Nem todo “óxido” do cotidiano é puramente iônico (há óxidos com caráter covalente), mas a ideia de o oxigênio tender a ganhar elétrons ajuda a entender por que ele aparece tão frequentemente como parte negativa (ânion) em muitos compostos com metais.

Comparação essencial: por que gases nobres quase não formam ânions

Gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe) são pouco propensos a ganhar elétrons em condições comuns. Na leitura prática, isso significa:

• baixa tendência a formar ânions;
• baixa reatividade em reações típicas de formação de sais;
• raridade de compostos estáveis envolvendo ganho de elétrons por gases nobres no dia a dia.

Então, se a tarefa é prever “quem vai virar ânion”, gases nobres geralmente ficam no fim da lista.

Atalho de previsão: quem tende a formar ânions?

Use este checklist rápido quando olhar para a Tabela:

Esse atalho é especialmente útil para prever rapidamente fórmulas de sais e identificar quais elementos tendem a aparecer como parte negativa em compostos iônicos.

Atividades de previsão (para treinar leitura e reatividade)

Atividade 1: quem tende a formar ânion?

Para cada conjunto, marque quais elementos têm maior tendência a ganhar elétrons e indique o ânion mais provável:

• (a) Cl, Na, Ar

• (b) O, Mg, Ne

• (c) Br, Ca, Kr

Dica: procure primeiro halogênios e calcogênios; depois descarte gases nobres; metais tendem a não formar ânions em sais comuns.

Atividade 2: previsão de sais (fórmula mínima)

Preveja a fórmula do sal formado (quando fizer sentido) combinando:

• (a) Na+ com Cl−

• (b) Mg2+ com O2−

• (c) Ca2+ com Br−

Passo a passo: (1) escreva as cargas; (2) ajuste as quantidades para soma zero; (3) escreva a fórmula com os menores índices inteiros.

Atividade 3: em quais situações isso é relevante?

Associe a tendência de ganhar elétrons (formar ânions) ao contexto mais provável:

• (a) Formação de cloretos em reações com metais.

• (b) Formação de óxidos metálicos ao aquecer um metal em presença de oxigênio.

• (c) Tentativa de reação envolvendo um gás nobre em condições comuns.

Escreva uma frase justificando cada associação usando as ideias: “ganhar elétron”, “formar ânion”, “favorece/não favorece reatividade”.