Química Básica 1 0 Bim

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QUIMICA BASICA
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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Estrutura atômica
Modelos atômicos
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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Modelo atômico
1. Histórico
•
•
•
•
•
•
450 a.C. - Leucipo
A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.
400 a.C. - Demócrito
Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai
atomismo grego.
do
1808 - Dalton
Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula
maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.
1891 - Stoney
Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.
1897 - Thomson
Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.
1905 - Einstein
Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2).
Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum
de energia radiante.
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•
•
•
•
•
•
Modelo atômico
1909 - Millikan
Determinação da carga do elétron.
1911 - Rutherford
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um
núcleo muito
pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada
praticamente toda a
sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Foi
comparado ao sistema planetário, onde o Sol
seria o núcleo e os planetas
seriam os elétrons.
1913 - Bohr
Modelo
atômico
fundamentado
na
teoria
dos
quanta
e
sustentado
experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em
níveis de energia.
1916 - Sommerfeld
Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de
1920 - Rutherford
Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a
carga positiva. Previsão de existência do nêutron.
1932 - Chadwick
Descoberta do nêutron.
energia.
unidade
de
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Modelo atômico
2. Introdução:
O que é um modelo atômico ?
•
É uma tentativa de imaginar (visualizar) o átomo. Sendo o átomo a
menor estrutura da matéria. Se entendermos o átomo, entenderemos
melhor o mundo.
2.1 Modelo Atômico de Dalton (John Dalton – 1803)
• Toda a matéria é composta de partículas fundamentais, os
átomos;
• Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem
ser criados e nem divididos;
• Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os
átomos de um dado elemento são idênticos em todos os
aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes
propriedades;
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Modelo atômico
2.1 Modelo Atômico de Dalton (John Dalton – 1803)
•
•
•
As transformações químicas constituem em uma combinação, separação ou
rearranjo de átomos;
Compostos químicos são formados de dois ou mais elementos em uma
razão fixa;
Com estes 5 itens Dalton conseguiu comprovar as seguintes observações.
A conservação de massa nas reações químicas e que as substâncias têm
composição bem definida.
O átomo de Dalton teria uma forma esférica e maciça.
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Modelo atômico
2.2 Modelo Atômico de Thomson (J.J. Thonson – 1898)
• Em
1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em
experiências realizadas com gases e que mostraram que a matéria
era formada por cargas elétricas positivas e negativas, modificou o
modelo atômico de Dalton;
• Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva
com as cargas negativas distribuídas, ao acaso, na esfera;
• A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais e
dessa forma o átomo seria eletricamente neutro;
• O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como "pudim com
passas".
elétrons
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Modelo atômico
2.3 Modelo Atômico de E. Rutherford ou Nuclear
(E. Rutherford – 1911).
• Para
chegar a essas conclusões Rutherford e seus colaboradores bombardearam
lâminas de ouro com partículas a (2 prótons e 2 nêutrons) utilizando a aparelhagem
esquematizada acima;
• Rutherford observou que a grande maioria das partículas atravessava normalmente a
lâmina de ouro que apresentava aproximadamente 10-5 cm de espessura. Outras
partículas sofriam pequenos desvios e outras, em número muito pequeno, batiam na
lâmina e voltavam. O caminho seguido pelas partículas a podia ser detectado devido
as cintilações que elas provocavam no anteparo de sulfeto de zinco;
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Modelo atômico
2.3 Modelo Atômico de E. Rutherford ou Nuclear
(E. Rutherford – 1911).
• Em
1911, Ernest Rutherford, utilizando os fenômenos
radiativos no estudo da estrutura atômica, descobriu que o
átomo não seria uma esfera maciça, mas sim formada por
uma região central, chamada núcleo atômico, e uma região
externa ao núcleo, chamada eletrosfera;
•No
núcleo atômico estariam as partículas positivas, os
prótons, e na eletrosfera as partículas negativas, os
elétrons.
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Modelo atômico
2.4 Modelo Atômico de BOHR ( Bohr, 1913).
O modelo de Bohr se baseia nos seguintes postulados:
• O elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulares de energia
constante (estados estacionários), também chamadas camadas ou
níveis energéticos;
• Por absorção de uma quantidade suficiente de energia, o elétron
pode passar para uma nova órbita mais afastada do núcleo;
• Por emissão desta energia absorvida o elétron poderá retornar a
uma órbita mais próxima do núcleo (menor energia), mas nunca
abaixo de sua órbita de origem (estado fundamental);
• As diferenças de energia entre as várias órbitas correspondem às
energias da luz associadas às linhas espectrais emitidas pelo átomo.
O elétron ao retornar á sua camada
libera energia na forma de “luz”.
O elétron ao receber energia
suficiente “pula” de camada.
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Estrutura atômica II
Modelo atômico atual
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1. Matéria
1- Matéria: é tudo que ocupa lugar no espaço e tem massa. A matéria é
formada de partículas denominadas átomos;
• A ausência de matéria é o vácuo;
• Denomina-se corpo qualquer porção
ferro, um cubo de gelo, etc...;
• Denomina-se
limitada de matéria, ex barra de
objeto todo corpo que, devido à sua forma, se presta a
determinada finalidade ou uso, como uma faca, cadeira, etc...;
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2. Resumo modelo atômico
Para chegar no modelo atual atômico, vários pensadores embasaram
seus pensamentos até chegar na configuração atual do átomo.
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2. Resumo modelo atômico
Vídeo 1
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3. Átomo
Átomo: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar um elemento
químico;
• Até hoje são conhecidos mais de 110 tipos diferentes de átomos que,
combinado entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo tipo
de matéria existente;
Do que é constituído o átomo?
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3. Átomo
O átomo é constituído de:
Núcleo  prótons (p) (carga +)
 nêutrons (n) (sem carga)
Eletrosfera  elétrons (é) (carga (-), distribuídos em 7 camadas
ou níveis energéticos).
Esses níveis foram caracterizados através
do modelo atômico de Rutherford – Bohr
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3. Átomo
Dimensão do átomo: eletrosfera de 10.000 a 100.000 maiores que seu
núcleo;
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3. Átomo
Numero de massa (A): é a soma do numero de prótons (Z) e de
nêutrons (N) existente num átomo;
A = Z + N
Ex: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons.
O número atômico é 11 e o número de massa é 23.
A = 11 + 12 = 23 
11Na
23
 N = A – Z = 23 –11 = 12 nêutrons
•De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e
Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se
indicar, junto ao seu SÍMBOLO, seu número atômico (Z) e seu
número de massa (A)

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3. Átomo
Importante: a carga do próton tem a mesma intensidade que a
carga do elétron. Portanto, como número de prótons = número de
elétrons  o átomo é um sistema eletricamente nulo;
Numero atômico (Z): é numero de prótons existentes no núcleo de
um átomo  Z = p;
• Sua representação é feita da seguinte maneira: Numero atômico

11Na
, 8O , 4Be , 1H;
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo
número atômico.
Ex: Exemplo: o elemento hidrogênio é o conjunto de átomos de
número atômico igual a 1.
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4. Molécula
Massa atômica: indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado
que 1/12 do átomo de carbono (escolhido como padrão);
Ex: Na = 23 u.
O u corresponde a 1,660.10-24 g ou 1,660.10-27 kg
Molécula: é a menor parte da matéria capaz de
caracterizar uma
substância química pura. É constituída de um ou mais elementos.
Ex : H2O: H2SO4 etc....;
Massa molecular: é a soma de todas as massas atômicas dos átomos que
constituem um elemento químico ou uma molécula e é expresso em u.
Ex: elemento  Na = 23 u Ex: substancia  NaCl Na = 23 u e Cl =
35,5 u  massa molar = 23+35,5 = 58,5 u
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5. Íons
Íons: É a espécie química que tem o número de prótons diferente do
número de elétrons;
• Lembrando que o átomo possui o número de prótons igual ao número de
elétrons, portanto é considerado neutro;
• Quando um átomo por algum motivo perde sua neutralidade elétrica, ele
passa a ser denominado íon;
•A única maneira de um átomo se transformar em um íon é ganhando ou
perdendo elétrons;
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5. Íons
• Para se tornarem estáveis na configuração eletrônica, os átomos podem
perder ou ganhar elétrons na ultima camada que se transformam em íons:
• Quando
um átomo ganha elétrons, ele fica com excesso de carga
negativa, ou seja, torna-se um íon negativo:
Ganham-se elétrons  anions (-)
Ex: Cl-1, NO3 -1 monovalentes
CrO4-2, CO3-2 bivalentes
PO4-3 trivalente
•Quando um átomo perde elétrons, ele fica com excesso de carga positiva,
ou seja, torna-se um íon positivo:
Perdem-se elétrons  cátions (+)
Ex: Na+1 monovalente
Cu+2 bivalente
Al+3 trivalente
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•
•
•
•
•
•
6. Dimensão do átomo
Carga elétrica: Prótons, elétrons
partículas presentes num átomo;
e
nêutrons
são
as
principais
Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas
principais características são:
Unidade de massa atômica:
Massa do próton e nêutron é praticamente 2.000 vezes maior do que a
massa do elétron;
A massa de um átomo está praticamente concentrada numa região
extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico;
Massa do átomo mais pesado conhecido é da ordem de 4.10-22g;
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6. Dimensão do átomo
Um próton pesa aproximadamente:
0,0000000000000000000000001673 gramas
Um nêutron pesa aproximadamente:
0,0000000000000000000000001675 gramas
Um elétron pesa aproximadamente:
0,0000000000000000000000000000911 gramas
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7. Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Comparando-se dois ou mais átomos,
podemos observar
algumas semelhanças entre eles
A depender da semelhança, teremos para esta
relação uma denominação especial
35
17
37
Cl
17
Cl
A = 35
A = 37
Z = 17
Z = 17
N = 18
N = 20
Estes átomos possuem o
mesmo número atômico
e diferentes números de nêutrons, conseqüentemente,
números de massa diferentes
35
17
37
Cl
17
Cl
A = 35
A = 37
Z = 17
Z = 17
N = 18
N = 20
Átomos que possuem mesmo número atômico e diferentes
números de
massa são denominados de
ISÓTOPOS
1
1
H
2
1
3
H
1
H
hidrogênio 1
hidrogênio 2
hidrogênio 3
monotério
deutério
tritério
hidrogênio leve
hidrogênio pesado
trítio
Somente os isótopos do hidrogênio possuem
nomes especiais
Os demais isótopos são identificados pelo nome do elemento
químico seguido do seu respectivo número de massa
12
6
C
carbono 12
13
6
C
carbono 13
14
6
C
carbono 14
40
40
20
19
Ca
K
A = 40
A = 40
Z = 20
Z = 19
N = 20
N = 21
Átomos que possuem mesmo número de massa e
diferentes
números
atômicos
sãonúmero
denominados
de
Estes
átomos
possuem
o mesmo
de massa
e diferentes números atômicos
ISÓB ROS
A
40
39
20
19
Ca
K
A = 40
A = 39
Z = 20
Z = 19
N = 20
N = 20
Estes átomos possuem o
mesmo número de nêutrons
e diferentes números atômicos e de massa
40
39
20
19
Ca
K
A = 40
A = 39
Z = 20
Z = 19
N = 20
N = 20
Átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes
números atômicos e de massa
são denominados de
ISÓTO
NOS
23
11
Na
+
E = 10
16
8
O
2–
E = 10
20
10
Ne
E = 10
Possuem mesmo
NÚMERO DE ELÉTRONS (E)
ISOELETRÔNICOS
são espécies químicas que possuem mesmo número de elétrons
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8. Números quânticos
Números quânticos: é o conjunto de 4 números que identificam um elétron de
um átomo. Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e
a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
1. Número quântico principal (n): Identifica o nível de energia do elétron;
•
•
A eletrosfera é dividida em 7 partes chamada camadas eletrônicas ou
níveis de energia ;
Do núcleo para fora estas camadas são representadas pelas letras K, L,
M, N, O, P e Q.
•Os elétrons de um átomo
são colocados, inicialmente,
nas camadas mais próximas
do núcleo
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•Atualmente,
8. Números quânticos
esses níveis são identificados pelo chamado número quântico
principal (n) que é um numero inteiro (varia de 1 a 7).
2. Número quântico secundário (l): Identifica o subnível de energia do
elétron.
• Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o
número máximo de elétrons possível em cada subnível;
• Esses
subníveis são identificados pelo chamado numero quântico secundário ou
azimutal (l) que assume valores de 0,1,2,3 que são designados pelas letras s, p, d, e
f respectivamente.
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8. Números quânticos
3. Número quântico magnético (m): Identifica o orbital (orientação no
espaço) do elétron.
•
•
É a região do espaço onde é máxima a probabilidade de se encontrar um
determinado elétron. Nesse diagrama, cada orbital e representado simbolicamente
por um quadradinho. Através que os subníveis s,p,d,f contêm sucessivamente
1,3,5,7 orbitais;
Essas orbitais nessas condições são identificados pelo chamado número quântico
magnético (m) e são exemplificados como:
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8. Números quânticos
3.1 Princípio de exclusão de Pauli:
•
•
Em um mesmo orbital encontraremos, no máximo, 2 elétrons com spins opostos;
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos
iguais;
Em um mesmo orbital os elétrons possuem SPINS opostos
3.2 Regra de Hund:
•
Coloca-se um elétron em cada orbital, da esquerda para a direita e, quando todos
os orbitais tiverem recebido o primeiro elétron é que colocamos o segundo elétron,
com sentido oposto
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8. Números quânticos
4. Número quântico de spin (s): Identifica o spin (rotação do elétron)
•
•
•
Cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta, no máximo,
dois elétrons;
Os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos
criando campos magnéticos que repelem ou atraem.
Essa rotação é chamada de número quântico spin (s) cujos valores são:
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8. Números quânticos
Estudos sobre as energias dos subníveis, mostram que:
•
•
O cientista LINUS PAULING criou uma representação gráfica para
mostrar a ordem CRESCENTE de energia dos subníveis;
Esta representação
PAULING
ficou
conhecida
como
DIAGRAMA
DE
LINUS
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8. Números quânticos
Diagrama de Linus Pauling
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8. Números quânticos
ex) Dados os átomos:
I)
80
Br
35
II )
80
Kr
36
0 0 I e II são isótopos.
1 1 II e IV são isóbaros.
2 2 I e IV são isótonos.
3 3 II e IV são isótopos.
4 4 III e IV são isóbaros
81
Br
35
III )
IV )
81
36
Kr
(I)
Br
( II )
Kr
( III )
Br
( IV )
Kr
A = 80
Z = 35
A = 80
Z = 36
A = 81
Z = 35
A = 81
Z = 36
N = 45
N = 44
N = 46
N = 45
ex) (Vunesp) O elemento químico B possui 20 nêutrons, é isótopo do
elemento químico A, que possui 18 prótons, e isóbaro do elemento
químico C, que tem 16 nêutrons. Com base nessas informações,
pode-se afirmar que os elementos A, B e C apresentam,
respectivamente, números atômicos iguais a:
a) 16, 16 e 20.
b) 16, 18 e 20.
c) 16, 20 e 21.
d) 18, 16 e 22.
e) 18, 18 e 22.
18
A
38
B
18
N
=
20
A = Z + N
A = 18 +
20
A = 38
38
C
N =
Z =
Z =
Z
22
16
A–N
38 – 16
=
ex) Conhecem-se os seguintes dados referentes aos átomos A, B e C:
B tem número atômico 15 e número de massa 30, sendo isótopo de C.
A tem número atômico 14 e é isóbaro de B.
A e C são isótonos entre si.
Qual o número de massa de C?
isótonos
isóbaros
30
A
14
30
B
15
isótopos
15
C
N = A – Z
N = 16
N = 30 – 14
A = Z + N
N = 16
A = 15 + 16
A = 31
ex) Sabendo que os elementos
x+5M
5x + 4
e
x+4Q
6x + 2
são isóbaros,
podemos concluir que seus números atômicos são, respectivamente:
a) 7 e 6.
isóbAros
b) 14 e 6.
c) 14 e 7.
d) 2 e 2.
e) 28 e 14.
5x + 4 M
x+5
6x + 2 Q
x+4
14 M
7
14 Q
6
6x + 2 = 5x + 4
6x – 5x = 4 – 2
x = 2
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Tabela periódica
Histórico
Propriedades periódicas
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Tabela periódica
1. Introdução
•
A medida que os químicos foram desenvolvendo os seus trabalhos e
descobrindo novos elementos químicos, foram sentindo necessidade de
organizar esses elementos de acordo com as suas características ou
propriedades químicas.
2. Um breve histórico
•A
história da Tabela Periódica começa com a descoberta de alguns
elementos químicos;
• Elementos como o ouro (Au), a prata (Ag) o chumbo (Pb) ou o mercúrio
(Hg) já eram conhecidos desde a antiguidade;
•A
primeira descoberta de um elemento novo ocorreu em 1969 quando
Henning Brand, um alquimista alemão, descobriu o fósforo.
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Tabela periódica
2. Um breve histórico
•
Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a ideia de agrupar os
elementos em três - tríades. Essas tríades tinham propriedades
químicas muito semelhantes.
LIMITAÇÕES: Apenas se aplicava a alguns elementos
• Em 1863, Chancourtois propôs uma nova organização: sobre um
cilindro desenhou uma hélice, que o dividia em 16 partes e dispôs
os elementos sobre a curva por ordem crescente do valor da massa
atômica.
LIMITAÇÕES: A representação era muito complexa e apenas era
válida até ao Cálcio
• Em
1864, John A.R. Newlands foi sugerido que os elementos
químicos eram ordenados em sete colunas por ordem crescente dos
valores das massas atômicas. O oitavo elemento é uma espécie de
repetição do primeiro (Lei das oitavas).
LIMITAÇÕES: Adequa-se apenas aos primeiros 16 elementos
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Tabela periódica
2. Um breve histórico
•
Em 1869 Mendeleiev, enquanto escrevia um livro de química
inorgânica, criou um conjunto de cartas com a informação relativa
a cada elemento. Ao tentar encontrar uma relação entre as
propriedades dos elementos, cria uma tabela onde mantém a
ordenação dos elementos químicos ordenados por ordem crescente
dos valores das massas atômicas.
LIMITAÇÕES: Deixa espaços para elementos ainda desconhecidos.
• Em 1913 Henry G. J. Moseley, demonstra que a carga do núcleo
do átomo é característica do elemento químico e se pode exprimir
por um número inteiro. Designa esse número por número atômico e
estabelece a lei periódica em função deste, que corresponde ao
número de prótons que o átomo possui no seu núcleo. Portanto
temos agora a lei periódica atual.
LIMITAÇÕES: A representação era muito complexa e apenas era
válida até ao Cálcio
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Tabela periódica
3.Lei periódica atual (Moseley):
Quando os elementos químicos são agrupados
em ordem crescente de número atômico (Z), observa-se a repetição periódica de
várias de suas propriedades.
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Tabela periódica
4. Interpretação da tabela: pode-se interpretar a tabela com suas
respectivas propriedades tanto na posição vertical (períodos ou séries) ou
horizontal (família ou grupos).
4.1 Período ou series: O número do período corresponde à quantidade de
níveis (7 camadas) que os elementos químicos apresentam.
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Tabela periódica
4.2 Grupo ou famílias: Os elementos químicos estão organizados na tabela
em 18 colunas verticais que são chamadas de grupos ou famílias.
Elementos de uma mesma família apresentam propriedades químicas
semelhantes e possuem a mesma configuração eletrônica em sua camada
de valência (última camada).
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Tabela periódica
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Tabela periódica
4.4 .Famílias: Dessas famílias tem algumas que possuem nomes especiais.
Família A: Constituem a parte mais alta da tabela. A numeração se inicia com
1A e continua até o zero ou 8A
Famílias dos metais alcalinos (subnível s) => Família 1A
Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio, Frâncio;
Famílias dos metais alcalin. Terrosos (subnível s) => Família 2A
Berílio, Magnésio, Cálcio), Estrôncio, Bário, Rádio;
Famílias dos calcogênios (subnível p) => Família 6A
Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio, Polônio;
Famílias dos halogênios (subnível p) => Família 7A
Flúor, Cloro, Bromo, Iodo, Astato;
Famílias dos gases nobres (subnível p)=> Família zero
Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio, Xenônio, Radônio.
* O elemento H (Hidrogênio) não é considerado metal alcalino. Pode ser
encontrado tanto na coluna 1A (mais comum) como na 7A.
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Tabela periódica
Família B: Constituem a Parte baixa da tabela. Note que a numeração se inicia
com 3B e vai até 8B, para depois aparecer 1B e 2B
Elementos de transição (Subníveis d): são elementos químicos cuja a distribuição
eletrônica em ordem crescente de energia, termina num subnível d. São todos os
elementos do grupo ou família B (1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B).
Elementos de transição interna ( Subníveis f ): são elementos cuja distribuição
eletrônica em ordem crescente de energia, terminam num subnível f. São os
Lantanóides(Lantanídios) e os Actinóides (Actinídios).
Estão todos na família 3B, sexto e sétimo período respectivamente.
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Tabela periódica
5.Metais: são elementos que apresentam um, dois ou três elétrons na sua camada
de valência (última camada). Representam aproximadamente dois terço da tabela.
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Tabela periódica
6.Ametais ou não metais: são elementos que possuem cinco, seis ou sete
elétrons na última camada. Existem apenas 11 elementos classificados como
ametais.
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Tabela periódica
7. Semi-metais: são elementos que apresentam propriedades intermediárias
entre os metais e os ametais. Por isso, ao se combinarem com outros elementos
podem se comportar como metais ou ametais. São em números de sete
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Tabela periódica
8. Gases nobres: são elementos que possuem oito elétrons em sua camada de
valência (exceto o He, que possui 2). São gasosos em condições ambientes e tem
como principal característica a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena
capacidade de se combinarem com outros elementos. É a última coluna da tabela
Periódica.
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: Família 1A
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: Família 2A
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: Família 3A
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: subleveis
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FARMÁCIA
Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: subleveis
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Ligação Química
Iônica
Covalente
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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1. Introdução
1.1 Ligação Química
•
É qualquer interação que leve à associação de átomos em moléculas,
íons, cristais e outras espécies estáveis que compõem as substâncias
comuns;
• Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Uma
propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável
de sucesso para uma ligação química é sua geometria;
• Geometrias
moleculares são de considerável importância para o
entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há
um elo entre ligação e reatividade química.
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1. Introdução
1.2 Estrutura de Lewis
• Os
químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946)
foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças,
chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro
concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.
1.3 Teoria eletrônica da valência
•
Surgiu a idéia de valência como sendo “a capacidade de um átomo ligarse a outros”;
Ex: H (monovalente), O (bivalente), C (tetravalente).
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1. Introdução
1.3 Teoria eletrônica da valência
• Através
do diagrama de Pauling e dos números quânticos é possível
identificar a valência nos átomos de todos os elementos químicos
caracterizando sua ligação química;
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1. Introdução
1.3 Teoria eletrônica da valência
•
Lewis e Kossel chegaram uma explicação lógica para as uniões entre
átomos constatando que os átomos dos gases nobres tem sempre oito
elétrons na ultima camada eletrônica (octeto eletrônico)  por isso são
considerados inertes (pouca tendência a se unirem entre si ou outros.
átomos);
• Com
essa hipótese dos gases nobres (numero máximo de elétrons na
ultima camada) verificaram que os demais átomos, ao se unirem, procuram
perder ou ganhar elétrons na última camada até atingirem a configuração
eletrônica de um gás nobre chamado regra do octeto (estabilidade na
última camada).
1.4 Regra do octeto
• Tendência de todos os átomos adquirirem estabilidade (equilíbrio) na
última camada, ou seja, de adquirir oito elétrons no nível mais externo;
• Surgem dai os três tipos comuns de ligações químicas: iônicas,
covalentes e metálicas.
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2. Ligação iônica
2.1 Introdução
•É
a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo entrega
definitivamente um, dois ou mais elétrons a um outro átomo;
IÔNICA: caracterizada pela transferência de elétrons.
A ligação iônica ocorre:
•
•
•
METAL e
METAL e
AMETAL
HIDROGÊNIO
Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de
eletronegatividade > 1,7.
Os átomos dos metais possuem 1,2 e 3 elétrons na sua ultima camada e
estão dispostos a perdê-los;
Já os átomos de não metais possuem 5, 6 e 7 elétrons na ultima
camada e estão dispostos a receber elétrons para satisfazer a regra do
octeto;
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2. Ligação iônica
2.1 Tabela de eletronegatividade
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2. Ligação iônica
2.1 Tabela de eletronegatividade
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2. Ligação iônica
Eletronegatividade: É a tendência que possui o átomo do elemento químico em
atrair elétrons. Cresce de acordo com a eletronegatividade do elemento químico.
letropositividade: É a capacidade de um átomo perder elétrons, originando
cátions.
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2. Ligação iônica
ex: NaCl:
11Na 17Cl
 distribuição eletrônica  Na (ultima camada) = 1é e Cl na
(ultima camada) = 7é  ligação química. O átomo mais eletronegativo arranca os
elétrons do de menor eletronegatividade.
2.2 Representação gráfica
• onde os sinais x representam exatamente os elétrons mais externos
e é chamado
de notação de Lewis.Tendo cargas opostas, cátions e os anions se atraem e se
mantêm unidos pela ligação iônica.
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2. Ligação iônica
• De uma forma geral a reação não envolve apenas dois átomos, mas sim
um número enorme de átomos como mostra a figura seguinte:
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2. Ligação iônica
2.3 Determinação da fórmula de um composto iônico
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2. Ligação iônica
2.3 Determinação da fórmula de um composto iônico
UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula
final o seguinte esquema geral
x
C A
y
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2. Ligação iônica
Ex2: Al2O3
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2. Ligação iônica
2.4 Propriedades dos compostos iônicos
•
•
•
•
São sólidos nas condições ambientes;
São duros e quebradiços;
Possuem altos P.F. e P.E.;
Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem
corrente elétrica no estado sólido );
• Formam retículos cristalinos;
• A maioria dos compostos são solúveis em água.
Ponto de ebulição:
•
Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a
temperatura de ebulição;
• Quanto mais “esférica” for a molécula, menor será seu ponto de ebulição, já que
as forças de Van der Waals são mais eficientes quanto maior for a superfície de
contato;
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3. Ligação Covalente
3.1 Introdução
•
É a união entre átomos, estabelecidas por meio de pares de elétrons,
de modo que cada par seja formado por um elétron de cada átomo.
Nesse caso, chama-se covalência ao número de pares de elétrons
compartilhados;
• Denomina-se eletronegatividade a tendência que um átomo tem de atrair
a si os elétrons partilhados. Quanto maior é a diferença de
eletronegatividades entre os átomos que se ligam, tanto maior é a
polaridade de uma ligação covalente.
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL
AMETAL e HIDROGÊNIO
HIDROGÊNIO e HIDROGÊNIO
• Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre
si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7.
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3. Ligação Covalente
• Encontramos duas formas clássicas da ligação covalente, são elas:
ligação covalente normal
ligação covalente dativa
3.2 Ligação covalente normal
•
•
•
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar
elétrons em suas últimas camadas;
Somente o compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos
atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas;
Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação
de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer
a ambos os átomos.
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3. Ligação Covalente
3.3 Classificação da ligação covalente
• As
ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de
elétrons compartilhados pelos elementos.
3.3.1 Ligação covalente simples
3.3.2 Ligação covalente dupla
3.3.3 Ligação covalente tripla
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3. Ligação Covalente
Exemplos 1: Hidrogênio
1H
•
1
Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas
dos dois átomos participantes da ligação.
Exemplos 2: Nitrogênio
•
Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os
dois átomos:
7N
•
2 - 5
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a
quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas.
Exemplos 3: Fluor

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3. Ligação Covalente
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3. Ligação Covalente
Ligação Covalente Normal
NH3 (Amônia)
1
H

1s
1
No final, cada
ligação formada
por meio de um
par eletrônico é
representada por
um traço contínuo
K (1) = 1
2, 2s2, 2p3
N

1s
7
K (1) = 2
Ou simplesmente
L (2) = 5
O par eletrônico livre fica
implícito
Ligação Covalente Normal
Outros exemplos
CH4 (Metano)
6C
 1s2, 2s2, 2p2
K (1) = 2
L (2) = 4
1
H

1s
1
K (1) = 1
Ligação Covalente Normal
Outros exemplos
HCN (Ácido Cianídrico)
2, 2s2, 2p2
C

1s
6
K (1) = 2
L (2) = 4
1H
 1s1
K (1) = 1
7N
 1s2, 2s2, 2p3
K (1) = 2
L (2) = 5
Ligação Covalente Normal
Outros exemplos
H2CO3 (Ácido Carbônico)
Dica: Quando em uma
molécula estão presentes
o Hidrogênio e o Oxigênio,
geralmente eles estão
combinados entre si.
Dica: Quando houver 2 ou
mais oxigênios em uma
molécula, dificilmente eles
estarão combinados entre
si.
Ligação Covalente Normal
Outros exemplos
HClO (Ácido Hipocloroso)
35Cl
4s2,
 1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6,
3d10, 4 p5
K (1) = 2
1H
 1s1
K (1) = 1
8O
 1s2, 2s2, 2p4
K (1) = 2
L (2) = 6
L (2) = 6
M (3) = 18
N (4) = 7
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3. Ligação Covalente
3.4 Propriedades dos compostos moleculares:
•
•
•
•
•
São, em geral, sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se
sólidos, fundem-se facilmente);
Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos);
São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em
meio aquoso (ionização), (exceção para Ácidos, em solução aquosa e
Carbono Grafite);
A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos;
São formados por moléculas.
3. Ligação Covalente
3.5 Polaridade
• Se
os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a
mesma força;
• A molécula assim formada tem o centro de carga positiva igual ao centro
de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem
diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força,
criando-se assim uma polaridade;
• Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo. O elemento
eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo.
• A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os
elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem
mais força que o outro para atrair o elétron para si.
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•
3. Ligação Covalente
Ligação covalente polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo
que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com
maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais
fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
•
Ligação covalente apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos
possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2.
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3. Ligação Covalente
3.6 Ligação covalente dativa
• Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa
(“empresta”) entra com os dois elétrons do par compartilhado;
• Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente
simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos
participantes da ligação;
• Os
elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A
ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no
átomo doador e termina no átomo receptor.
Exemplos 1: Dióxido de enxofre
Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de
S 2 - 8 - 6
O 2 - 6
16S
e 8O.
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3. Ligação Covalente
3.6 Ligação covalente dativa
Exemplos 2: Monóxido de carbono
• Outra
molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente
simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente
dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).
5. Ligação Intermoleculares
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3 Lista de exercícios
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Eletronegatividade e Polaridade
Geometria Molecular
Forças Intermoleculares
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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B2
Eletronegatividade
Polaridade
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Eletronegatividade
1.1 Introdução
•
Será que uma molécula, quando próxima a outra, influencia em
alguma coisa? A resposta é positiva, como você pode ver nos
artigos "Solubilidade em água" ou mesmo "Eletronegatividade".
O fato de moléculas - e átomos - possuírem campo magnético
faz com que haja influência de uma nas outras. Vamos tentar
explicar melhor essa questão.
1.2 Eletronegatividade
•
•
A Eletronegatividade de um átomo, , é definida como uma
medida da habilidade de um átomo em uma molécula de atrair
elétrons para si.
Esse parâmetro foi proposto por Linus Pauling na década de
1930 e, permitiu decidir se uma ligação é polar, qual átomo tem
carga parcial negativa, qual átomo tem carga parcial positiva e
se uma ligação é mais polar que a outra.
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Eletronegatividade
1.2 Eletronegatividade
•
•
O elemento que apresenta a maior eletronegatividade é o flúor,
 = 4,0, e o elemento que apresenta a menor eletronegatividade
é o césio,  = 0,7.
As eletronegatividades aumentam da esquerda para a direita ao
longo de um período e diminuem grupo abaixo.
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Eletronegatividade
1.2 Eletronegatividade
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Polaridade Molecular
1.3 Determinação do Caráter de uma Ligação
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida
da polaridade de ligação:
•
•
•
Se a diferença for próxima a zero  ligações covalentes
apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase
igual)
Se a diferença for  de O e inferior a 1,7  ligações
covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual)
Se a diferença for superior a 1,7  ligações iônicas
(rompimento da ligação covalente tornando iônica )
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Polaridade Molecular
1.3 Determinação do Caráter de uma Ligação
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H H
Os dois átomos
possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE
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d+
H Cl
d-
CLORO
é mais eletronegativo que o
HIDROGÊNIO
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Polaridade Molecular
1.4 Calculo do momento dipolo
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Polaridade Molecular
1.4 Calculo do momento dipolo
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Polaridade Molecular
1.4 Calculo do momento dipolo
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Ligações apolares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ)
igual a zero (ou muito próximo de zero):
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Ligações polares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ)
diferente de zero:
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Ligações covalente: HCl
Para o cloreto de hidrogênio,  = 3,0 -2,1 = 0,9.
Logo, a ligação é melhor descrita como covalente.
A ligação H-Cl é polar, com o H adquirindo uma carga parcial
positiva e Cl uma carga parcial negativa (H+-Cl-).
Ligações ionica: CsF
Para o fluoreto de césio,  = 4,0 -0,7 = 3,3.
Logo, a ligação é melhor descrita como iônica (Cs+F-).
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Polaridade Molecular
•
•
A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é
expressa pelo:
VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ()
Teoricamente,
a determinação
da polaridade
de uma
molécula é feita pela soma dos vetores de polarização de
todas as ligações da molécula.
+

A
B
+ e - designam cargas parciais (delta)
dipolo da ligação.

A seta aponta para a direção de crescimento da
densidade eletrônica (de menor para maior
eletronegatividde)
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Polaridade Molecular
•
A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é
expressa pelo:
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Ligações Covalente apolar: CO2
-=3,5
O
 1= 1,0
+= 2,5
-=3,5
C
O
linear
2 = 1,0
 =  2-  1 =1,0 - 1,0 = 0,0
Linear= seus vetores momento dipolar se anulam (= 0)
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Ligações Covalente polar: HCN
-=2,1
H
1= 0,4
+= 2,5
-=3,5
C
N
linear
2= 1,0
 =  2-  1 =1,0 -0,4 = 0,6 (menor que 1,7)
Linear= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0)
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Ligações Covalente polar: H20
Angular sempre polar
-=3,5
Elétrons livres
1= 1,4
o
2= 1,4
H
H
+=2,1
+=2,1
 =  2-  1 = 3,5 -2,1 = 1,4 (menor que 1,7)
Angular= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0)
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O
H
A resultante das forças é
diferente de ZERO
H
A molécula da água é
POLAR
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Trigonal plana
Ligações Covalente apolar: BCl3
Cl
simetria = apolar
-= 3,0
B
-= 3,0
Cl
Cl
+= 2,0
-= 3,0
Angular= seus vetores momento dipolar se anulam (= 0)
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Trigonal plana
Ligações Covalente apolar: BCl3
I
não simétrico = polar
-= 2,5
B
-= 3,0
Cl
Cl
+= 2,0
-= 3,0
Angular= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0)
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Polaridade Molecular
1.5 Exemplos:
Geometria Molecular
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Geometria molecular
Definicação:
 É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma
molécula.
 Dependendo dos átomos que a compõem.
 As principais classificações são:
linear,
angular,
trigonal plana,
piramidal e
tetraédrica.
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer:
Diferença de eletronegatividade
Polaridade das moléculas
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Geometria molecular
Polaridade das moléculas
• Para
decidir se uma molécula é ou não polar, devemos observar 2
aspectos:
Diferença de eletronegatividade
Geometria molecular
Ligação covalente e polaridade
Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade.
Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A
toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga
positiva para negativa
Polaridade das moléculas
Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as
ligações covalentes polares da molécula é nula.
Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as
ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.
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Geometria molecular
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Geometria molecular
Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES
O
C
O
Se o átomo central “A” não
possui par de elétrons
disponíveis, a molécula é
LINEAR
O
H
H
Se o átomo central “A”
possui um ou mais pares
de elétrons disponíveis, a
molécula é
ANGULAR
Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL
F
F
B
Cl
N
Cl
Cl
F
Se o átomo central “A”
não possui par de
elétrons disponíveis a
geometria da molécula
será
TRIGONAL PLANA
Se o átomo central “A”
possui par de elétrons
disponíveis a geometria
da molécula será
PIRAMIDAL
Estas moléculas terão uma geometria
TETRAÉDRICA
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Estas moléculas terão uma geometria
BIPIRÂMIDE TRIGONAL
moléculas do PCl 5
Estas moléculas terão uma geometria
OCTAÉDRICA
moléculas do SF6
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Geometria molecular
H
Diatômica
H
H
APOLAR
Cl
POLAR
O
triatômica
O
C
O
APOLAR = SIMETRIA
H
H
POLAR
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Geometria molecular
Cl
I
tetratômica
B
Cl
Cl
B
Cl
Cl
APOLAR = SIMETRIA
POLAR
N
tetratômica
H
H
H
POLAR
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Geometria molecular
Cl
pentatômica
Cl
C
B
Cl
Cl
APOLAR = SIMETRIA
Cl
C
Cl
POLAR
Cl
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Geometria molecular
Cl
pentatômica
Cl
C
B
Cl
Cl
APOLAR = SIMETRIA
Cl
C
Cl
POLAR
Cl
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Geometria molecular
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Geometria molecular
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Geometria molecular
Forças Intermoleculares
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Ligação Intermoleculares
1. Força intermolecular
•
•
Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus
campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o
que chamamos de força intermolecular.
Essas forças variam de intensidade, dependendo do tipo da
molécula (polar ou apolar) e, no caso das polares, de quão
polares elas são.
Observação importante:
•
•
A teoria cinética dos gases assume que a distância entre as
moléculas é tão grande que não existe força de atração entre
elas.
Em estado líquido e sólido as moléculas estão muito próximas e a
força atrativa pode ser observada.
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Ligação Intermoleculares
Vamos ver então como são as forças quando aproximamos:
1.1 Forças de Van der Walls
•
As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os
principais tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido
e de London. É extremamente complicado explicar matematicamente, via
mecânica quântica, estas interações. Porém, pode-se descrevê-las de forma
qualitativa, considerando-as como forças de atração eletrostáticas, como será
feito a seguir.
a) Íon x dipolo (ion x molécula polar): É a força mais forte e sua magnitude pode
ser compatível a de uma ligação covalente.
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Ligação Intermoleculares
b) Dipolo–dipolo (molécula polar x molécula polar): Ocorre entre moléculas polares da
mesma substância ou de substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é
muito conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo-permanente.
c) Dipolo induzido (Molécula polar x molécula apolar): ocorrem porque moléculas
polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em
outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação desse
tipo é uma interação fraca. Essas interações são responsáveis, por exemplo, pela solubilidade de
gases como o O2 (apolar) em água.
Em uma MOLÉCULA POLAR sua
extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da
molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva
que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha
+ –
+ –
+ –
– +
– +
– +
Nas moléculas APOLARES, uma nuvem
de elétrons se encontra em constante movimento
–
H
H
–
H
H
Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica
estiver deslocada para um dos extremos da molécula,
pode-se dizer que foi criado um
DIPOLO INDUZIDO,
isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS
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Ligação Intermoleculares
d) Força de London (Molécula apolar x molécula apolar): O movimento dos elétrons
permite que, em determinado momento, moléculas apolares consigam induzir um
dipolo em sua molécula vizinha e esta, uma vez polarizada, dê seqüência ao
efeito. Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz London, que
sugeriu que moléculas apolares poderiam se tornar dipolos temporários. Essas
forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças de London.
1.3.2 Ponte de hidrogênio
a) Ligações de hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de forte
eletronegatividade (F, O ou N), o hidrogênio forma ligações polares muito
fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras moléculas polares,
formando uma forte rede de ligações intermoleculares.
Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre
quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos
muito eletronegativos, especialmente
o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO.
Esta forte atração chama-se
PONTE DE HIDROGÊNIO,
sendo verificada nos estados sólido e líquido
H
F
H
F
F
H
F
H
O
H
H
H
H
O
O
H
H
O
H
H
O
H
H
O
H
H
As pontes de hidrogênio são mais intensas que
as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas qu
as interações dipolo – dipolo induzido
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Ligação Intermoleculares
Pontes de hidrogênio

Outra
consequência
importante das pontes de
hidrogênio
existentes na
água é sua alta tensão
superficial.
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