Elementos de Química Geral - Teca CECIERJ

Edilson Clemente
Volume
2ª edição
Elementos de Química Geral
1
Elementos de Química Geral
Volume 1
2ª edição
Apoio:
Edilson Clemente
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C626e
Clemente, Edilson.
Elementos de química geral. v. 1 / Edilson Clemente.
– 2.ed. – Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2008.
189p.; 19 x 26,5 cm.
ISBN: 978-85-7648-385-4
2008/2
1. Química geral. 2. Evolução da química. 3.
Propriedades. 4. Átomo. 5. Estruturas de Lewis. II. Título.
CDD: 540
Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.
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Elementos
de Química Geral
SUMÁRIO
Volume 1
Aula 1 – Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier ______________ 7
Aula 2 – Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais __________ 19
Aula 3 – Propriedades gerais da matéria __________________________ 29
Aula 4 – O átomo é divisível!___________________________________ 45
Aula 5 – Estrutura eletrônica dos átomos __________________________ 61
Aula 6 – Propriedades periódicas dos elementos ____________________ 83
Aula 7 – Combinações entre átomos: a ligação iônica ________________ 97
Aula 8 – Combinações entre átomos: a ligação covalente_____________ 111
Aula 9 – Estruturas de Lewis: Parte l ____________________________ 125
Aula 10 – Estruturas de Lewis: Parte ll ___________________________ 137
Aula 11 – Forma das moléculas: Parte I __________________________ 155
Aula 12 – Forma das moléculas: Parte II__________________________ 167
objetivos
AULA
Evolução da Química:
da Pré-história a Lavoisier
1
Meta da aula
Descrever a evolução histórica da Química, até o
século XVIII, como determinante na constituição
desta ciência.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de:
• Identificar alguns materiais (e suas propriedades) usados
desde a Antiguidade e que ainda estão presentes no
cotidiano do homem moderno.
• Compreender os princípios da teoria do flogisto.
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier
INTRODUÇÃO
Consultando o verbete “química” em dicionários da Língua Portuguesa,
encontramos a seguinte definição: “Química é o estudo científico da constituição
da matéria, suas propriedades, transformações e as leis que as regem.”
Esta definição mostra que a Química é uma ciência exata, regida por leis
bem estabelecidas e estruturadas. Estas leis permitem a análise e a previsão
do comportamento de substâncias que existem naturalmente, ou que são
produzidas pelo homem.
Entretanto, o caráter científico da Química só foi estabelecido há cerca de três
séculos. Até o século XVIII, as práticas químicas se misturavam aos conceitos
da alquimia, fazendo com que seu caráter científico fosse mascarado, algumas
vezes, pelos ensinamentos místicos dos alquimistas. Por isso, é interessante
observar como essa ciência evoluiu ao longo do tempo. Nesta primeira aula,
você vai acompanhar a evolução da Química, desde tempos imemoriais até o
ponto em que ela se tornou uma ciência exata.
A QUÍMICA NOS TEMPOS ANTIGOS: PASSEANDO PELA
HISTÓRIA
O ser humano utiliza a Química desde o seu surgimento na
Terra, ainda que nos primórdios não tivesse consciência deste fato. Os
homens da Pré-história usavam pigmentos extraídos das plantas e dos
demais reinos da Natureza para decorar suas cavernas ou representar
seu cotidiano e suas crenças. São famosas as pinturas em cavernas
encontradas em vários locais do mundo, inclusive no Brasil, como está
ilustrado na Figura 1.1.
Figura 1.1: Pintura do homem das cavernas encontrada no Nordeste do Brasil.
8 CEDERJ
1
O domínio do fogo, que o homem conhecia mas não controlava,
AULA
permitiu a produção de grande variedade de utensílios e ferramentas. O
homem aprendeu a extrair e a trabalhar o cobre, o bronze e o ferro. Por
conseqüência, as comunidades que sabiam trabalhar os metais assumiram
a liderança sobre as demais.
Em um salto histórico, estamos agora por volta de 4000-3000
a.C. No Oriente Próximo (onde hoje estão o Egito, a Síria, a Turquia, o
Líbano e Israel), bem como na China e na Índia, florescem as primeiras
grandes civilizações. Dentre elas, a egípcia foi a que mais influenciou a
humanidade nos tempos antigos.
Nos séculos seguintes, os egípcios trabalharam o ferro, o ouro,
a prata e outros metais. Ainda fabricaram o vidro, produziram tintas e
pigmentos para pintura de ambientes, papiro para a escrita, aprenderam
a curtir o couro e extrair corantes, medicamentos e perfumes das plantas,
fabricaram bebidas fermentadas e aprenderam a produzir sabão e
vinagre. Não podemos esquecer que os egípcios dominavam a técnica
da mumificação e, para tal, utilizavam resinas especiais, provavelmente
extraídas de plantas e misturadas com matérias do reino animal. Esta
técnica tinha a função de preservar o corpo do morto por longo período,
e nela atingiram níveis de perfeição admirados até hoje.
A tecnologia egípcia foi absorvida, difundida e, algumas vezes,
aprimorada pelos outros povos da Antiguidade. Entretanto, é importante
assinalar que o conhecimento adquirido por esses povos era totalmente
empírico, ou seja, baseado na experiência do dia-a-dia. Não havia registro
de uma preocupação sistemática com o estudo da natureza da matéria
e de suas propriedades até cerca de 500-400 a.C., quando os gregos
desenvolveram os primeiros modelos para explicar como são formadas
as substâncias presentes na Natureza.
CEDERJ 9
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier
ATIVIDADE
1. O vidro é um material utilizado pelos antigos egípcios e faz parte integrante
do dia-a-dia da civilização atual. Entre num site para pesquisar quais são os
principais componentes do vidro comum e dos vidros coloridos.
RESPOSTA COMENTADA
Você vai descobrir que o vidro é feito com uma das matérias-primas
mais baratas que podemos encontrar na Natureza: a areia. Esta é,
essencialmente, formada por silicatos de sódio e alumínio. O vidro
colorido é obtido pela adição de óxidos de ferro, cobre, cromo, cobalto
ou manganês. A engenhosidade do homem em manipular os materiais
que a Natureza oferece é o segredo de sua evolução neste planeta.
OS PRIMEIROS MODELOS TEÓRICOS EM QUÍMICA
A civilização grega é considerada mãe da civilização ocidental. Ela
influenciou todos os povos que a sucederam – em especial os romanos,
– particularmente nas artes, na filosofia, na ciência e na religião. Para
os gregos, estes aspectos da cultura humana estavam intimamente
relacionados. Esta visão holística do mundo levou a indagações de
caráter filosófico sobre a natureza das substâncias formadoras do
Universo, cabendo aos gregos a elaboração dos primeiros modelos para
a constituição da matéria.
Por volta de 420 a.C., o filósofo Demócrito (∼460-370 a.C.)
defendia o modelo de seu mestre Leucipo, que propôs ser a matéria
constituída de partículas infinitamente pequenas e indivisíveis, chamadas
átomos. Assim, cada substância seria formada por átomos nela presentes.
O modelo corpuscular de Leucipo se opunha ao de Empédocles (490Figura 1.2: Demócrito.
435 a.C.); este supunha ser o universo formado pela união dos quatro
elementos: fogo, ar, terra e água.
O modelo dos quatro elementos foi adotado por Aristóteles
(384-322 a.C.), filósofo grego de maior influência no Ocidente. As
idéias aristotélicas dominaram o pensamento do Ocidente e do Oriente
Próximo, levando ao fortalecimento da alquimia, forma como a Química
mais se desenvolveu pelos séculos seguintes.
Figura 1.3: Aristóteles.
10 CEDERJ
A ALQUIMIA era uma “arte secreta” na qual se misturavam idéias
de magia e práticas químicas. Os primeiros registros são em Alexandria
e apresentam forte inspiração filosófica da teoria dos quatro elementos,
defendida por Aristóteles. A alquimia perdeu prestígio na Europa por volta
de 292 d.C., devido à destruição de muitos escritos guardados em Alexandria,
Palavra derivada
¯ ¯
do árabe al-kımıá,
que por sua vez
originou-se do
¯
grego chymeıa,
cujo significado é
“mistura de vários
ingredientes”.
mas manteve sua influência entre os povos do Oriente Próximo.
Com a chegada dos árabes ao continente europeu alguns séculos
depois, a alquimia tornou-se novamente importante, embora seus
praticantes fossem, muitas vezes, perseguidos pela Igreja Católica.
Os árabes levaram consigo os ensinamentos de vários livros secretos,
considerados a base dos estudos alquímicos.
Os ideais dos alquimistas estavam relacionados à descoberta da
“pedra filosofal”, capaz de transformar qualquer metal em ouro; e do
elixir da longa vida, capaz de curar todas as doenças. Na Figura 1.4, você
pode ter uma idéia de como funcionava um “laboratório” de alquimia.
Imagens como esta ficaram registradas no subconsciente das pessoas,
imprimindo à Química, durante séculos, um caráter pouco científico.
Figura 1.4: Um laboratório alquímico, no qual se buscava a “pedra filosofal”.
CEDERJ 11
1
ALQUIMIA
AULA
A ALQUIMIA E A IATROQUÍMICA
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier
Um trecho do Compositum de compositis de Alberto, o Grande (1193-1280),
um dos maiores alquimistas do Ocidente, traduz claramente o pensamento dos
praticantes na Idade Média :
“Observou-se que a natureza dos metais, tal como a conhecemos, é engendrada,
de uma maneira geral, pelo Enxofre e o Mercúrio. Somente a diferença de cocção
e de digestão produz a variedade na espécie metálica. Eu próprio observei
que num só e único vaso, quer dizer, num mesmo filão, a natureza produziu
vários metais e a prata, disseminados por aqui e ali. Demonstramos claramente
no nosso ‘Tratado dos minerais’ que, de fato, a geração dos metais é circular,
passando facilmente de um a outro, segundo um círculo; os metais vizinhos têm
propriedades semelhantes; é por isso que a prata se transforma mais facilmente
em ouro que qualquer outro metal.”
Os alquimistas não conseguiram chegar às metas sonhadas, mas,
ao longo de suas pesquisas, acabaram produzindo novos materiais
como o álcool, o ácido sulfúrico, o ácido nítrico e muitos outros
ácidos, bases, sais e óxidos. Também descobriram e manipularam
vários metais e substâncias elementares importantes, como o enxofre, o
fósforo, o mercúrio e o cádmio. Fabricaram, ainda, novos artefatos para
o uso em suas práticas alquímicas (como o almofariz e o alambique) e
aperfeiçoaram novas técnicas, como a destilação e a extração. A alquimia
contribuiu muito para o desenvolvimento da técnica química, mas não
para as explicações dos fenômenos químicos.
Recorde da Química Básica que:
Ácidos inorgânicos são substâncias que contêm o íon H+;
Bases inorgânicas são substâncias que contêm o íon OH-;
Sais inorgânicos são obtidos pela combinação entre ácidos e bases;
Óxidos são compostos formados por um metal ou não-metal e
oxigênio.
Entre os alquimistas mais famosos do Ocidente, podemos destacar
os nomes de Maria, a Judia, Nicolas Flamel (1330-1418) e Paracelso
(1494-1541). A primeira é uma figura lendária, não se sabendo precisar
quando existiu ou mesmo se este nome se refere a uma única pessoa.
A ela atribui-se a criação do banho-maria, tão utilizado em aplicações
científicas e mesmo caseiras. Flamel, por sua vez, enganou a muitos e
a si mesmo, dizendo ter obtido o segredo da transmutação de metais
menos nobres em ouro.
12 CEDERJ
Bombastus von Hohenmheim, dedicou boa parte de sua vida ao preparo
de medicamentos extraídos das plantas e dos outros reinos da Natureza.
Com ele, as artes mágicas da alquimia, já em declínio, adquiriram um
caráter mais científico. A alquimia praticada por Paracelso e seus
seguidores foi chamada I A T R O Q U Í M I C A .
Doutrina médica
reinante no
século XVI que
pretendia explicar
os fenômenos
fisiológicos pelas
leis da Química.
Figura 1.5: Paracelso.
Com o surgimento da iatroquímica, a Química entrou em nova
fase, inclinada à Medicina. Segundo o próprio Paracelso, “o fim próprio
da Química não é fazer ouro, é preparar remédios”.
Vale a pena notar que a alquimia se difundiu em plena Idade
Média. A época de Paracelso corresponde precisamente ao período
de transição entre a Idade Média e a Idade Moderna, marcado pelo
Renascimento nas artes, na ciência, na religião e na organização social
e política do Ocidente.
CEDERJ 13
1
IATROQUÍMICA
AULA
Paracelso, cujo nome verdadeiro é Philippus Aureolus Theophrastus
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier
ATIVIDADE
2. No texto a seguir, estão materiais utilizados pelos alquimistas. Ao final
do texto, são apresentadas definições que se encaixam corretamente
nele. Utilize seus conhecimentos de Química Básica para completar
adequadamente os espaços pontilhados. As definições descrevem materiais
(e algumas propriedades deles) usados pelos alquimistas.
O enxofre, .................................., era muito utilizado nas práticas alquímicas.
Ao queimar, produz o .............................., um gás tóxico de odor irritante.
O mercúrio era outro material querido dos alquimistas: atraía-os uma
propriedade incomum, a de ser ............................... Muitos metais eram
corroídos com ...................., um líquido xaroposo que provoca queimaduras
dolorosas. Finalmente, o grande fascínio dos alquimistas era o ouro,
.................................
a) Um metal amarelo brilhante e muito maleável
b) Um sólido amarelo, opaco e muito quebradiço
c) Dióxido de enxofre
d) Ácido sulfúrico
e) Um metal líquido à temperatura ambiente
RESPOSTA COMENTADA
Você precisa conhecer algumas propriedades dos materiais
apresentados no texto. Felizmente são comuns, fazem parte do nosso
dia-a-dia. O enxofre é um sólido amarelo e opaco, que se quebra com
muita facilidade; a sua queima produz o dióxido de enxofre (SO2), um
gás muito tóxico e que pode levar até à formação de ácido sulfúrico na
atmosfera. O mercúrio é o único metal líquido à temperatura ambiente:
é usado nos termômetros. O ácido sulfúrico é uma substância altamente
corrosiva, com inúmeras aplicações em laboratório e indústria. O ouro
é um metal de cor amarelo brilhante utilizado na fabricação de jóias e
em partes de alguns instrumentos de precisão. b, c, e, d, a.
O NASCIMENTO DA QUÍMICA MODERNA: A CIÊNCIA
VENCE A CRENÇA
O Renascimento marcou um novo período na civilização ocidental.
O método científico de investigação foi introduzido por pensadores
importantes como Rennè Descartes (1596-1650) e explicado por Francis
Bacon (1561-1626) em seu livro Novum Organum, em 1620. As idéias
destes pensadores se opunham às práticas alquímicas, nas quais não
havia um método científico de obtenção e estudo das propriedades dos
materiais utilizados. A figura de Robert Boyle (1627-1691) foi decisiva
14 CEDERJ
1
na implantação do método científico de investigação em Química. Suas
AULA
experiências com gases marcaram, para muitos, o início da Química
moderna.
!
As experiências de Boyle com os gases o levaram a formular a lei de Boyle, que diz ser a
pressão (p) de um gás inversamente proporcional ao seu volume (V) se a temperatura (T)
for constante. A forma matemática desta lei é pV = C, T constante, na qual a constante
C depende apenas da temperatura. A determinação de C levou à famosa equação dos
gases perfeitos: pV = nRT.
Figura 1.6: Robert Boyle.
A lei de Boyle fornece base para explicar as alterações que ocorrem na
capacidade respiratória de mergulhadores no mergulho livre. Nossos pulmões
têm uma capacidade média de seis litros de ar à pressão atmosférica. Quando
um mergulhador atinge profundidades de algumas dezenas de metros, está
sujeito a uma pressão muito maior; desta forma, sua capacidade pulmonar
diminui sensivelmente.
Figura 1.7: Um mergulhador desprovido de equipamento de mergulho tem sua
capacidade pulmonar reduzida pelo aumento da pressão em seus pulmões.
CEDERJ 15
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier
Boyle definiu elemento como qualquer substância que não pode
ser dividida em substâncias ainda menores. Afirmou ainda que a matéria
é composta por “corpúsculos” (átomos) de várias espécies e tamanhos
capazes de formarem grupos, sendo que cada um deles constitui uma
substância química. Com estas hipóteses, Boyle fez renascer as antigas
idéias de Demócrito sobre a estrutura da matéria.
Na tentativa de explicar o fenômeno da combustão, Georg
Stahl (1660-1734) propôs, em 1697, a teoria na qual entendia que as
substâncias queimavam porque eram ricas em uma certa substância
chamada flogisto. A palavra flogisto vem do grego e significa “eu
inflamo”. Segundo esta teoria, um corpo combustível era constituído de
“terra metálica” e flogisto. A combustão era, segundo Stahl, a liberação
do flogisto, que se manifestava sob a aparência de fogo livre.
Você conseguiu entender? Vamos explicar! Para Stahl, a queima
de um metal era vista como a perda do flogisto, deixando apenas a “cal”
do metal (o óxido formado pela reação de combustão). Hoje entendemos
este processo como uma reação de oxidação, com a formação de óxido
do metal, segundo o esquema: Metal + oxigênio → óxido do metal.
saída de flogisto
O mesmo princípio se aplicava à queima do carvão, produzindo
gás carbônico. A chama nada mais era do que abundância de flogisto,
como está ilustrado na Figura 1.8.
A teoria do flogisto ganhou um grande número de simpatizantes,
mas teve de enfrentar uma dificuldade que levou, mais tarde, à sua
queda: verificou-se que os materiais resultantes da combustão (chamados
materiais “deflogisticados”) pesavam mais do que o material com
flogisto. Hoje podemos entender que esse fato é absolutamente coerente:
a oxidação de um metal, por exemplo, o transforma no seu óxido; a
substância formada tem massa maior que o metal puro, pois a ele foi
incorporado o oxigênio do ar. Entretanto, na época de Stahl, não se sabia
que a combustão era devida à reação das substâncias com o oxigênio.
A descoberta do oxigênio por Joseph Priestley (1733-1804) e
experiências bastante mais elaboradas de combustão de materiais à luz
dessa nova descoberta, realizadas pelo próprio Priestley e por Antoine
Figura 1.8: Segundo Stahl, a
combustão era a liberação de
flogisto, que saía pela chama do
material queimado.
16 CEDERJ
Lavoisier (1743-1794), destruíram a teoria do flogisto. Estamos no
final do século XVIII e no começo de uma nova era para a Química.
1
Com isso, podemos ver que a história desta ciência vai muito além de
AULA
uma simples história. Vamos parar por aqui!
Faça a Atividade Final para “fechar” esta breve introdução do
curso.
Figura 1.9: Joseph Pristley.
ATIVIDADE FINAL
O ferro se transforma em ferrugem (óxido de ferro) pelo contato com o oxigênio
do ar atmosférico. Imagine que você tem a reação ferro + oxigênio → óxido de
ferro. Como você mostraria que a teoria do flogisto não é válida?
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
A teoria do flogisto foi uma tentativa de explicar os processos de combustão
dos materiais. Uma dificuldade observada foi que a massa do material
queimado era, muitas vezes, maior que a do material original. Este é o caso
da oxidação de um metal. Na reação dada, um metal se transforma em seu
óxido pela ação do oxigênio do ar. Se você pesar o material antes e depois
da combustão, verá que o material oxidado tem massa maior que o metal
puro. Se houvesse perda do flogisto do metal, o material queimado deveria
ficar mais leve, o que entra em contradição com os resultados experimentais
e mostra a inconsistência da teoria do flogisto.
CEDERJ 17
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier
RESUMO
A história da Química se confunde com a história da humanidade. Desde tempos
imemoriais, a Química está presente no cotidiano do homem. Uma medida do grau
de desenvolvimento de um povo pode ser dada pelo número de materiais que
podem ser manipulados por ele. A Química dos povos antigos e da Idade Média
era essencialmente empírica; pouco interesse havia em compreender a natureza
mais íntima da matéria. Com o Renascimento, inaugurando a Idade Moderna e
trazendo o método científico sistemático de investigação, a Química passa, ao fim
do século XVIII, a ter o status de ciência.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai acompanhar o fabuloso desenvolvimento da Química
nos séculos XIX e XX, e as perspectivas atuais desta ciência.
18 CEDERJ
objetivos
AULA
Evolução da Química: de
Lavoisier até os dias atuais
2
Metas da aula
Apresentar os principais períodos da evolução da
Química, desde Lavoisier até os dias atuais.
Descrever o modelo atômico de Dalton.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de:
• Aplicar a teoria atômica de Dalton à representação de
processos químicos.
• Identificar algumas áreas importantes da Química
contemporânea.
Pré-requisito
Para acompanhar esta aula, você deverá rever
o percurso histórico que foi apresentado na
Aula 1 desta disciplina.
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais
INTRODUÇÃO
Vimos na aula anterior que, ao final do século XVIII, as bases científicas da
Química foram estabelecidas, dando a ela o status de ciência exata. O químico
francês Antoine Lavoisier foi fundamental neste processo. Graças a ele, as leis
das combinações químicas ficaram bem estabelecidas, permitindo que, no início
do século XIX, John Dalton propusesse o primeiro modelo atômico consistente
com os dados experimentais disponíveis na época. A partir daí, um crescimento
impressionante de técnicas de análise e síntese de compostos químicos marcou
os séculos XIX e XX. Nesta aula, você vai acompanhar o notável desenvolvimento
da Química, tanto na parte experimental quanto teórica, desde o final do século
XVIII até os dias atuais.
LAVOISIER E DALTON
Em 1789, no seu Tratado elementar de Química, Antoine Lavoisier
(1743-1794) fala das suas experiências com a combustão de metais e
outros elementos. Ele observou que o aumento da massa do material
queimado não se dá pela perda do flogisto (lembra do final da aula
anterior?), mas sim pela incorporação de uma certa quantidade de ar
(mais precisamente de oxigênio) ao metal. Seus trabalhos de análise
quantitativa dos produtos obtidos nas reações de combustão e em outras
reações químicas o levaram a propor a
LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA,
ajudaram Joseph Proust (1754-1826) a estabelecer a
LEI
DEFINIDAS.
DA
CONSERVAÇÃO DA
LEI DAS PROPORÇÕES
Estas duas leis formam a base da estequiometria, que você
estudará detalhadamente mais adiante em nosso curso.
(Lavoisier)
Em uma reação
química, a soma
das massas dos
reagentes é igual à
soma das massas
dos produtos. “Na
Natureza nada
se perde, nada
se cria. Tudo se
transforma”.
LEI DAS
MASSA
PROPORÇÕES
(Proust)
Um composto
é formado
por elementos
específicos
combinados
sempre na mesma
proporção em
massa.
DEFINIDAS
Figura 2.1: Antoine Lavoisier.
20 CEDERJ
e
2
Além da lei da conservação da massa, podemos destacar como
AULA
contribuições de Lavoisier:
a) a definição precisa de elementos químicos e sua descrição;
b) a descrição dos compostos químicos formados pelas
combinações entre os elementos;
c) a primeira nomenclatura sistemática dos compostos inorgânicos,
usando seus elementos constituintes;
d) a composição quantitativa dos compostos pelo uso de balanças
de precisão;
e) medições quantitativas das propriedades térmicas dos
elementos, dos compostos e das reações entre eles, pela construção e
uso de calorímetros.
Se não inaugurou, Lavoisier fez avançar em muito a Química
Analítica, Química Inorgânica e Termodinâmica Química. Os resultados
das experiências de Lavoisier e Proust forneceram a base sobre a qual
John Dalton (1766-1844) pôde formular, em 1808, o seu modelo atômico.
Neste primeiro modelo quimicamente consistente, Dalton propôs que:
a) a matéria é composta por partículas indivisíveis chamadas
átomos;
b) todos os átomos de um elemento particular são idênticos em
massa e outras propriedades;
c) os átomos de diferentes elementos diferem em massa e outras
propriedades;
d) os átomos são indestrutíveis e simplesmente
se rearrumam nas reações químicas. Eles não se
dividem;
e) quando os átomos de diferentes elementos
se combinam para formar compostos, eles formam
partículas novas, mais complexas. As partículas de
qualquer composto sempre contêm a mesma proporção
fixa de átomos.
Podemos imaginar o átomo de Dalton como uma
esfera maciça e extremamente pequena. Átomos de um
mesmo elemento correspondem a esferas iguais em
natureza e tamanho. Átomos de elementos distintos são
representados por esferas também distintas. A formação
de um composto é descrita pela combinação de esferas,
em proporção definida pela lei de Proust.
Figura 2.2: John Dalton.
CEDERJ 21
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais
O processo de formação da água a partir do hidrogênio e do
oxigênio, por exemplo, seria descrito pelo modelo de Dalton como a
aproximação de duas pequenas esferas ligadas entre si (representando
a molécula de hidrogênio, H2) a uma esfera maior, representando um
átomo de oxigênio. A molécula de H2O seria representada pela ligação
destas três esferas, como ilustrado na Figura 2.3.
Figura 2.3: Formação da água segundo o modelo de Dalton. Neste modelo, os
átomos são esferas maciças e de tamanho e massa característicos de cada átomo, e
as moléculas são representadas por esferas unidas entre si.
A teoria atômica de Dalton sofreria, entretanto, profundas
modificações, por já se saber ao final do século XIX que os átomos não
eram indivisíveis. Ainda assim, ela continua descrevendo precisamente
como a matéria se combina quimicamente segundo as leis de Lavoisier
e Proust.
ATIVIDADE
1. Faça uma representação da reação H2 +CO2 → H2O + CO utilizando
esferas de tamanho ou de cor diferente para representar os átomos de
hidrogênio, carbono e oxigênio, segundo o modelo de Dalton.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você deve desenhar inicialmente duas esferas pequenas unidas para
representar a molécula de H2, e três esferas unidas para representar
o dióxido de carbono. A forma como você vai unir as três esferas
mostra se você percebe ou não como o carbono se liga aos átomos
de oxigênio. A forma correta é colocar a esfera do carbono no centro
e as esferas dos oxigênios uma em cada lado, com as três esferas em
linha reta. Em seguida, você deve representar os produtos da reação.
Para a água, faça como no CO2 , com o átomo de oxigênio no centro.
A rigor, há um ângulo diferente de 180° entre as ligações O-H. Para
entender mais sobre a geometria de moléculas, aguarde a Aula 11.
A representação do CO é simples: duas esferas unidas representando
a ligação C=O.
22 CEDERJ
pela melhora de equipamentos ópticos de precisão e pelos estudos sobre
É o estudo da
luz absorvida
ou emitida pelos
corpos sólidos,
líquidos ou gasosos.
o magnetismo – permitiram a descoberta de muitos novos elementos
POLARIMETRIA
químicos. Também, graças a esses avanços, houve grande progresso na
ocorridos naquele século, na área da Química, seja traçar uma pequena
É o estudo do
desvio do plano
da luz polarizada
quando atravessa
uma substância
quiral (nos
compostos
orgânicos, é a que
apresenta carbono
assimétrico).
cronologia em que vamos destacar alguns eventos, bem como os químicos
ELETROQUÍMICA
que os produziram. Acompanhe esta cronologia na Tabela 2.1 a seguir:
É o estudo dos
efeitos da passagem
de uma corrente
elétrica sobre
sólidos inorgânicos
e orgânicos,
líquidos puros ou
soluções.
Os avanços tecnológicos ocorridos no século XIX – pelo
desenvolvimento das máquinas térmicas, pelo domínio da eletricidade,
caracterização de compostos por técnicas não só puramente químicas,
mas também por determinações
ESPECTROSCÓPICAS , POLARIMÉTRICAS E
ELETROQUÍMICAS.
Talvez a melhor forma de ilustrar a importância dos acontecimentos
Tabela 2.1: Alguns eventos importantes na área da Química no século XIX
Ano
Evento
1801
Humphrey Davis utilizou células eletrolíticas na decomposição de
compostos
1803
Jön Berzelius realiza a decomposição eletrolítica de sais
1807
Humphrey Davis obtém sódio e potássio por eletrólise
1811
Amedeo Avogadro estabelece que volumes iguais de gases diferentes
têm o mesmo número de partículas
1813
Jean-Baptiste Biot descobriu que a luz tem seu plano de propagação
girado ao atravessar uma placa de quartzo e a seguir uma solução de
sacarose
1815
Jön Berzelius calcula fórmulas de compostos orgânicos a partir de
dados analíticos experimentais
1828
Franz Wöhler converteu o cianato de amônio em uréia, realizando
assim a primeira síntese de um composto orgânico a partir de um
inorgânico
1833
Michael Faraday expôs as leis da eletrólise e estabeleceu a
nomenclatura ainda hoje usada em eletroquímica
1846
Thomas Graham explicou a lei da efusão dos gases em pequenos
orifícios
1858
Stanislao Cannizzaro mostrou a diferença entre pesos atômicos e
moleculares
1861
Friedrich Kekulé definiu a química orgânica como a química dos
compostos do carbono
1861
Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff descobriram o césio e o rubídio por
técnicas espectroscópicas
1869
Dimitri Mendeleev criou o sistema de classificação periódica dos
elementos.
1874
Jacobus van’t Hoff demonstrou que as quatro ligações do carbono
estão distribuídas em forma de tetraedro
1884
Svante Arrhenius demonstrou que os eletrólitos se dissociam em íons,
átomos ou grupos de átomos que transportam carga elétrica positiva
ou negativa
1896
Henri Becquerel descobre a radioatividade
1897
Joseph John Thomson descobre o elétron
CEDERJ 23
2
E S P E C T RO S C O P I A
AULA
A QUÍMICA DO SÉCULO XIX
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais
Você certamente não entendeu o significado de muitos termos que
apareceram na tabela anterior. Não se preocupe, pois a idéia aqui é apenas
ilustrar a nossa discussão com eventos importantes na área da Química do
século XIX. Você pode consultar alguns sites especializados em história
da Química para obter mais informações sobre estes eventos. Podemos
citar, por exemplo, o seguinte endereço: http://www.sobresites.com/
ciencia/historiadaciencia.html; além de outros que estão listados ao
final desta aula.
Apesar de parecer longa, a tabela apresentada está longe de ser
completa. Ela ilustra apenas a evolução extraordinária da Química
no século XIX e aponta claramente para a descoberta das partículas
subatômicas, formadoras dos átomos.
O vencedor do primeiro Nobel em Química foi Jacobus van’t Hoff (1852-1911),
que recebeu esse prêmio em 1901 pelas suas pesquisas em dinâmica química
e pelos estudos de pressão osmótica em soluções. Este assunto é de extrema
importância em ciências biológicas e você vai aprender mais sobre ele no estudo
das propriedades coligativas de soluções.
A QUÍMICA DO SÉCULO XX E DOS DIAS ATUAIS
Ao final do século XIX, o desenvolvimento da Química era
tão amplo que já existiam “divisões” dela em áreas de conhecimento
específico. A Química Inorgânica, Orgânica, Analítica e Físico-Química
estavam estruturadas. A Química dos sistemas biológicos, devido à sua
grande complexidade, ainda não tinha tido um desenvolvimento tão
acentuado, mas este quadro se modificaria rapidamente no século XX,
quando ganhou impulso extraordinário graças aos sofisticadíssimos
equipamentos que começaram a surgir.
Os avanços na Espectroscopia e o domínio das leis da eletricidade e
do magnetismo permitiram descobrir e caracterizar partículas subatômicas.
A determinação da relação entre a carga e a massa de partículas
carregadas eletricamente levou à construção dos espectrômetros de
massa. A espectroscopia de amostras na presença de campos magnéticos
levou à construção dos aparelhos de ressonância magnética nuclear; hoje,
versões destes aparelhos são amplamente utilizadas na medicina.
24 CEDERJ
2
AULA
Figura 2.4: Aparelhos de ressonância magnética são hoje amplamente utilizados na
área médica para diagnóstico.
A descoberta das partículas subatômicas levou à formulação
de novos modelos atômicos, dos quais destacamos os de Niels Bohr
(1871-1937) e de Erwin Schrödinger (1887-1961). Estes modelos serão
discutidos com detalhes nas próximas aulas.
Os modelos criados para explicar as ligações entre os átomos
evoluíram a tal ponto que levaram a estabelecer um novo ramo: a
Química Teórica. O notável desenvolvimento da eletrônica, levando-nos
aos microcomputadores e equipamentos extremamente sofisticados,
tornou possível controlar experiências em nível molecular e realizar
Figura 2.5: Niels Bohr.
cálculos químicos que permitem prever as propriedades de moléculas
tão grandes quanto polipeptídeos, carboidratos e polímeros.
Novamente, um pequeno panorama cronológico pode ser traçado
para facilitar a visualização da evolução da Química no século XX. Ele
está apresentado na Tabela 2.2 a seguir.
Tabela 2.2: Alguns eventos importantes na área da Química no século XX
Ano
Evento
1901
Mikhail Tsvet inventou o papel cromatográfico como meio de
separação de pigmentos
1909
Sören Sörensen inventou a escala de pH
1911
Niels Bohr propôs o seu modelo atômico
Figura 2.6: Erwin Schrödinger.
CEDERJ 25
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais
1912
Max Von Laue mostrou que os cristais eram compostos por camadas
regulares e repetidas de átomos, através da difração de raios X
1914
Henry Moseley elaborou a tabela periódica baseada no número
atômico, que ele igualou à carga positiva do núcleo de um átomo
1916
Gilbert Lewis explicou a ligação covalente como sendo uma
distribuição dos elétrons
1925
Erwin Schrödinger estabeleceu o modelo dos orbitais para o átomo de
hidrogênio
1927
Heitler e London descrevem a formação da molécula de hidrogênio à
luz da mecânica quântica
1930
Arne Tiselius inventou a eletroforese, que separa partículas em
suspensão em um campo elétrico
1932
Harold Urey descobriu o deutério, um isótopo do hidrogênio
1940
Edwin McMilan e Philip Abelson sintetizaram o primeiro elemento
transurânico (de número atômico maior do que o urânio), o neptúnio,
bombardeando urânio com nêutrons
1950
Derek Barton deduziu que as propriedades de compostos orgânicos
são afetadas pela orientação dos seus grupos funcionais
1953
Francis Crick, Rosalind Franklin, James Watson e Maurice Wilkins
determinaram a estrutura de dupla-hélice do DNA (ácido
desoxirribonucléico) por difração de raios X
1962
Neil Bartlett preparou o primeiro composto de um gás nobre, o
hexafluoroplatinato de xenônio
1981
Roald Hoffmann e Kenichi Fukui aplicaram a mecânica quântica para
prever o caminho de reações químicas
1985
Harold Kroto e David Walton descobriram os fulerenos, uma nova
família de sólidos constituídos por coberturas fechadas de átomos de
carbono
1993
Químicos norte-americanos da Universidade da Califórnia sintetizaram
a rapamicina, testada como agente anticanceroso
!
A observação feita após a Tabela 2.1 vale também para as informações contidas nesta
tabela: você não precisa se preocupar em entender o significado de todos os termos
que aparecem; muitos deles são altamente especializados e sua interpretação foge aos
objetivos do nosso curso.
É notável que a Química do final do século XX e dos dias atuais
esteja voltada para as aplicações em sistemas biológicos. Você mesmo
pode concluir este fato olhando a seqüência de eventos mostrada na
Tabela 2.2. A moderna tecnologia permite não só sintetizar e analisar
moléculas muito complexas (como os fármacos mais diversos), mas
também modelar computacionalmente os efeitos destas moléculas
nos seres vivos. Parece não existirem mais fronteiras na Química e as
perspectivas futuras são ilimitadas.
26 CEDERJ
2. A diversidade de conhecimento químico atual e a interdisciplinaridade
geraram uma série de subdivisões na área de Química. Descubra do que
tratam as seguintes subáreas da Química e descreva, de forma sucinta,
suas aplicações:
a) Bioeletroquímica
b) Química Marinha
c) Química Forense
d) Geoquímica
e) Petroquímica
RESPOSTA COMENTADA
Você encontrará facilmente o significado destas importantes áreas
de conhecimento, nas quais a Química e outras ciências têm uma
importante interface. A Bioeletroquímica se ocupa do estudo dos
princípios e aplicações da Eletroquímica nos processos biológicos. A
Química Marinha está voltada para a análise de materiais encontrados
no mar; tem um forte componente voltado ao meio ambiente. A Química
Forense está ligada às análises químicas e determinações de substâncias
em locais onde ocorreram fatos que podem estar relacionados a delitos.
Ambas são ramos da Química analítica. Finalmente, a Geoquímica e
a Petroquímica fazem a interface da química com as geociências. Na
Geoquímica, estuda-se a composição química e processos químicos
que ocorrem no globo terrestre; um ramo especial desta ciência é a
química do petróleo (Petroquímica).
CONCLUSÃO
Numerosos produtos que consumimos no nosso dia-a-dia são
produzidos em decorrência de décadas de pesquisa e desenvolvimento,
visando a sua obtenção. A Química atual conjuga experiência prática,
avançados métodos de síntese e análise química e teorias sofisticadas
que permitem desenhar fármacos, corantes e catalisadores antes mesmo
de serem produzidos. Esses métodos tiveram sua origem nos esforços
de outros grandes cientistas que, conhecendo o passado, avançaram em
seu tempo, abrindo o caminho para a imensa tecnologia que dispomos
nos dias atuais.
CEDERJ 27
AULA
2
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais
RESUMO
Uma seqüência de eventos importantes, das experiências rigorosamente
quantitativas de Lavoisier até a formulação de modelos matemáticos extremamente
sofisticados para a compreensão da estrutura da matéria, levou a Química ao
status de ciência e trouxe grande desenvolvimento a esta área do conhecimento
humano. A descoberta de muitos equipamentos permitiu estabelecer vários ramos
da ciência química, com desenvolvimento particularmente notável na química de
sistemas biológicos.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai aprender os conceitos de matéria, propriedades e
transformações. Eles são essenciais para definir a Química como ciência.
28 CEDERJ
objetivos
AULA
Propriedades gerais
da matéria
3
Meta da aula
Metas
Caracterizar elementos, substâncias simples e compostas e misturas.
Descrever os estados físicos da matéria.
Descrever as unidades fundamentais do Sistema
Internacional e aplicá-las na determinação de propriedades
fundamentais da matéria.
Esperamos que, ao final desta aula, você
seja capaz de:
• Caracterizar substâncias simples,
compostas e misturas.
• Identificar elementos comuns na tabela
periódica.
• Avaliar propriedades e transformações,
distinguindo se são de natureza física ou
química.
• Determinar unidades de grandezas
físicas com base nas unidades
fundamentais do Sistema Internacional
de Unidades (SI).
Pré-requisitos
É importante você rever os modelos de constituição
da matéria descritos nas Aulas 1 e 2. Isso vai ajudar
a compreender os conceitos expostos na primeira
parte desta aula.
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
INTRODUÇÃO
Você já aprendeu que a Química é a ciência que trata das propriedades e das
transformações da matéria. Agora, vamos especificar algumas propriedades
fundamentais da matéria e os tipos de transformações que vamos abordar
ao longo de nosso curso. Você vai aprender a distinguir os estados físicos
da matéria pelas suas características mais fundamentais. Vamos também
introduzir nesta aula conceitos importantes que permitem distinguir as
substâncias puras das misturas, e caracterizar as propriedades destas. Você
vai conhecer também as unidades utilizadas na determinação das propriedades
fundamentais da matéria. Através delas, as unidades de qualquer propriedade
podem ser obtidas.
TIPOS E COMPOSIÇÃO DA MATÉRIA
Definição de matéria
O mundo físico em que vivemos é formado por matéria, dos mais
diversos tipos. Observe a Figura 3.1. Nela estão representados um ser
vivo, um pequeno objeto contendo um líquido puro e um grande corpo
celeste. Estes corpos, animados e inanimados, são formados por matéria.
Matéria é tudo que contém massa e ocupa lugar no espaço. As folhas da
aula que você está lendo, o seu corpo, a água que você bebe e o ar que
você respira são exemplos de matéria.
MASSA
Massa é uma
medida do quão
difícil é começar o
movimento de um
corpo ou mudar
a sua velocidade.
Esta definição de
massa é puramente
operacional e vem
das leis de Newton,
que você aprendeu da
Física elementar. A
massa é propriedade
intrínseca da matéria
e não pode ser
definida senão pelos
efeitos que causa em
outros corpos.
30
CEDERJ
Figura 3.1: O peixe, o copo com água e o planeta Saturno são formados por matéria.
A MASSA é, para um dado corpo, constante e independente do local
onde o corpo se encontra. Você deve distinguir claramente a massa de
um corpo de seu peso. O peso de um corpo é uma medida da força de
atração da gravidade sobre ele e depende do valor da força gravitacional.
Um mesmo objeto na Terra e na Lua tem pesos diferentes, embora sua
massa seja a mesma.
3
!
AULA
O valor do peso P de um corpo de massa m é dado por
P = mg
Em que g é a aceleração provocada pelo campo gravitacional. Na Terra,
g = 9,8 m/s2 ao nível do mar e a 45° de latitude. O valor de g muda em relação
à altura e à latitude.
Composição e tipos de matéria
As inúmeras evidências experimentais mostram que a matéria
é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos.
Embora a variedade de espécies de matéria seja extraordinária, existem
apenas pouco mais de cerca de cem tipos distintos de átomos.
!
Atente agora para as seguintes definições:
Um elemento químico é uma substância que não pode ser decomposta em
substâncias mais simples por processos físicos ou químicos comuns.
Um átomo é a menor unidade de um elemento que detém suas propriedades.
Uma molécula é uma unidade química que contém dois ou mais átomos unidos
por ligações químicas.
Átomos ou moléculas formadas pelo mesmo elemento são substâncias simples ou elementares. Substâncias formadas por moléculas
que contêm átomos diferentes são denominadas substâncias compostas
ou compostos.
O oxigênio (O2), por exemplo, é uma substância simples, formada
por moléculas que só contêm átomos do elemento oxigênio (O). Cada
molécula de oxigênio é formada por dois átomos de oxigênio. Já a água
(H2O) é um composto. Cada molécula de água contém dois átomos do
elemento hidrogênio (H) e um átomo do elemento oxigênio (O).
A observação de que a composição elementar de um composto é
sempre a mesma corresponde à lei das proporções definidas, formulada
por Proust por volta de 1800. Já vimos esta lei na aula anterior, está
lembrado?
Os compostos podem ser decompostos em substâncias elementares
que o formam. A água pode ser decomposta (por meio da eletrólise), por
exemplo, em hidrogênio e oxigênio.
CEDERJ
31
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
As substâncias (simples ou compostas) podem ser puras ou estar
misturadas com outras substâncias. Uma substância pura é formada
por átomos ou moléculas de uma só espécie. As misturas são formadas
por substâncias de natureza diferente. Se a composição e a aparência
da mistura for a mesma em toda a sua extensão, então temos uma
mistura homogênea ou solução. Caso contrário, temos uma mistura
heterogênea.
Ao adicionarmos sal de cozinha à água, por exemplo, verificamos
que a mistura formada é homogênea em sua constituição e propriedades:
trata-se de uma solução. Já o sal de cozinha adicionado à areia do mar não
forma uma solução. Percebemos claramente os grãos de areia e os cristais
brancos do sal. Esta mistura é heterogênea.
ATIVIDADE
1. Em uma bancada de laboratório estão quatro frascos contendo materiais
distintos:
Frasco
1
2
3
4
Conteúdo
Etanol
Água e açúcar
Azeite e
água
Iodo
Identifique o frasco que corresponde a uma:
A) substância elementar pura
B) composto puro
C) mistura homogênea ou solução
D) mistura heterogênea
RESPOSTA COMENTADA
Você deve ter em mente as definições dadas no tópico que precede esta atividade para bem desenvolvê-la. Lembre-se de que uma
substância pura é formada por átomos ou moléculas de uma só
espécie química; ela é elementar se só existe um elemento em sua
constituição, e composta se é formada por mais de um elemento
diferente. As misturas contêm mais de uma espécie química. São
homogêneas se têm aspecto e composição uniforme; caso contrário,
são heterogêneas. Assim, o conteúdo do frasco I é o de uma substância pura cujas moléculas são formadas por átomos de carbono,
hidrogênio e oxigênio; trata-se de um composto puro (B). O frasco
II contém uma mistura de dois compostos: a água (formada por
átomos de hidrogênio e oxigênio) e a sacarose (formada por átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio); como o açúcar é solúvel
32
CEDERJ
3
AULA
em água, o frasco II contém uma mistura homogênea ou solução (C).
O azeite e a água também formam uma mistura de dois compostos.
Entretanto, o azeite não se dissolve na água; temos, então, uma mistura
heterogênea no frasco III (D). Finalmente, o conteúdo do frasco IV é
o de uma substância pura formada por átomos do mesmo elemento
químico. Trata-se de uma substância elementar pura.
Representação dos elementos químicos
Um elemento é representado pelo seu símbolo. Normalmente, o
símbolo dado a um elemento é formado pela primeira letra de seu nome.
O símbolo do hidrogênio, por exemplo, é H, o do carbono é C e o do
oxigênio é O. Quando mais de um elemento tiver seu nome começando
pela mesma letra, as duas primeiras letras do nome serão usadas para
representá-lo. Os símbolos do cálcio e do cromo, que começam com a
mesma letra, são Ca e Cr, respectivamente.
Em muitos casos, parece que as regras acima não são cumpridas.
Isso ocorre porque muitos nomes de elementos vêm do latim. O símbolo do sódio, por exemplo, é Na, que vem de natrium. Dessa forma, o
melhor é memorizar os símbolos dos elementos que aparecem com mais
freqüência. Alguns deles estão listados na Tabela 3.1 a seguir:
Tabela 3.1: Símbolos de alguns elementos comuns
Elemento
Símbolo
Elemento
Símbolo
Nitrogênio
N
Alumínio
Al
Flúor
F
Cobalto
Co
Fósforo
P
Cobre
Cu
Enxofre
S
Ferro
Fe
Potássio
K
Sódio
Na
Iodo
I
Zinco
Zn
A lista dos elementos conhecidos, com seus símbolos e outras
importantes características, está contida na Tabela Periódica dos
Elementos, que você encontra no final deste livro. O estudo dessa tabela
faz parte do conteúdo da Aula 5.
CEDERJ
33
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
ATIVIDADE
2. Observe a tabela periódica. Localize nesta tabela o quadro correspondente
ao elemento oxigênio e copie as informações contidas nele. Na Aula 5,
você compreenderá a organização de cada quadro da tabela.
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Embora esta tarefa seja muito simples, é importante que você
observe os detalhes de cada quadro da Tabela Periódica. Ele
apresenta o símbolo químico e nome do elemento considerado,
além de um número acima (o número atômico) e um número abaixo
(a massa atômica) no mesmo quadro. Na Aula 6, estudaremos
detalhadamente a estrutura desta tabela.
ESTADOS DA MATÉRIA
Toda matéria pode existir em três estados, sólido, líquido e gasoso.
Estes três estados diferem na:
• distância entre as partículas que formam a substância
• intensidade das forças de atração entre as partículas
• intensidade e tipo de movimento de suas partículas
Em um sólido, as forças de atração entre as partículas são relativamente fortes. As partículas se empacotam próximas umas das outras em
um arranjo estrutural rígido. Isso dá forma e volume definidos ao sólido,
como você pode visualizar no cubo de gelo mostrado na Figura 3.2.
Figura 3.2: Os cristais hexagonais do gelo têm uma arrumação regular e definida,
que dão forma e volume definidos ao gelo.
34
CEDERJ
3
Existem dois tipos de sólidos, em função da diferença no arranjo das
AULA
partículas que eles contêm. Nos sólidos amorfos, as partículas estão presas
em um padrão orientado ao acaso. Nos sólidos cristalinos, as partículas
formam estruturas tridimensionais com padrão ordenado e regular. Nestas
estruturas, as partículas vibram em torno de suas posições de equilíbrio na
rede cristalina. Quando a temperatura é baixa, as vibrações são pequenas.
O aumento da temperatura faz aumentar a amplitude dessas vibrações até
que, no ponto de fusão do sólido, a rede cristalina se rompe.
!
Como exemplos de sólidos amorfos temos o vidro e os plásticos. Os metais são
sólidos cristalinos, assim como o gelo, o açúcar (sacarose) e o sal de cozinha
(cloreto de sódio). A rede cristalina do NaCl, por exemplo, tem o aspecto ilustrado na Figura 3.3. Nela as esferas pequenas são átomos de Na,e as maiores,
de Cl. Você pode observar o rigoroso ordenamento dos átomos na rede.
Figura 3.3: O NaCl é um exemplo de sólido cristalino; nele, os átomos têm um
ordenamento rigorosamente definido.
Em um líquido, as partículas não estão presas tão firmemente quanto
em um sólido. Embora próximas umas das outras, podem mover-se de um
lugar para outro, deslizando umas sobre as outras. Por isso, um líquido
pode escoar de um lugar para o outro e tomar a forma do recipiente que
o contém, mantendo, entretanto, o seu volume.
Figura 3.4: Um líquido escoa e toma a forma do recipiente que o contém.
CEDERJ
35
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
Em uma dada temperatura, as moléculas da superfície de um líquido
(ou próximas a ela) podem escapar, pois não estão presas às outras moléculas
com a mesma intensidade que no interior da massa líquida. Se não colidirem
com as moléculas do ar, elas não mais voltarão ao líquido. Este processo é
denominado evaporação do líquido.
O aumento da temperatura favorece a agitação das moléculas do
líquido, enfraquecendo as forças de atração até que, no ponto de ebulição
do líquido, as moléculas escapam completamente: o líquido se transforma
em gás.
Figura 3.5: Em um gás, as moléculas estão muito separadas umas das outras.
No gás, as partículas estão muito afastadas e viajam a grande
velocidade. O gás não tem forma nem volume definidos; ele enche completamente o recipiente que o contém. Ao se movimentarem através do
recipiente que o armazena, as moléculas do gás colidem com as suas
paredes. O efeito destas colisões é expresso pela pressão do gás dentro
do recipiente. Quanto maior o número de colisões com as paredes, maior
é a pressão do gás.
!
Lembre-se da Aula 1: pela lei de Boyle, a pressão de um gás é inversamente
proporcional ao volume do recipiente que o contém, se a temperatura for
constante. Um cilindro de oxigênio, por exemplo, contém o gás a alta pressão;
se abrirmos a válvula do cilindro para a atmosfera, o gás escapa e vai ocupar um
volume muito maior, pois a pressão a que ele estará submetido é bem menor.
PROPRIEDADES E TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
Toda substância tem um conjunto único de propriedades que a
distinguem das demais. A título de ilustração, algumas propriedades do
hidrogênio, do oxigênio e da água foram listadas na Tabela 3.2.
36
CEDERJ
Água
Hidrogênio
Oxigênio
Estado
Líquido
Gasoso
Gasoso
Densidade (g/mL)
1,00
0,84 x 10
1,33 x 10-3
Ponto de fusão (°C)
100
-253
- 183
Inflamável?
Não
Sim
Não
-3
AULA
Substância
3
Tabela 3.2: Algumas propriedades da água, do hidrogênio e do oxigênio à
temperatura ambiente
As propriedades podem ser agrupadas em duas categorias:
• propriedades físicas – são medidas sem alterar a identidade e a
composição da substância. Exemplos de propriedades físicas são a cor,
o cheiro, a dureza, o ponto de fusão e o ponto de ebulição.
• propriedades químicas – descrevem como a substância pode se
alterar, ou reagir para formar outras substâncias. A capacidade que uma
substância tem de queimar em presença de oxigênio (ou de reagir com
ácidos e bases) é um exemplo de propriedade química.
Assim como as propriedades de uma substância, as transformações
que ela sofre são classificadas em:
• transformações físicas – são aquelas cuja substância muda a
sua aparência física, mas não muda a sua composição. A fusão e a
ebulição são exemplos de transformações físicas, nas quais a substância
muda de estado físico, mas continua com sua composição e identidade
inalteradas.
• transformações químicas – são aquelas cuja substância é transformada em outra(s) substância(s) quimicamente diferente(s) dela. São
também chamadas reações químicas.
UNIDADES DE MEDIDA
Unidades fundamentais de medida
Muitas propriedades da matéria são quantitativas, ou seja, estão
associadas a números. Quando um número está associado a uma grandeza
medida, as unidades deste número sempre devem ser especificadas.
!
Se você medir a distância entre dois pontos, por exemplo, e não especificar
a unidade, não saberemos se esta distância é em metros, centímetros ou
quilômetros.
CEDERJ
37
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
As unidades usadas em medições científicas são derivadas do
sistema métrico, desenvolvido na França ao final do século XVIII. Em
1960, um acordo foi obtido para especificar um conjunto particular de
unidades métricas para uso em medições científicas. Estas unidades são
as do Sistema Internacional de Unidades (SI). O SI tem sete unidades
básicas, a partir das quais todas as demais são derivadas. Estas unidades
estão listadas na Tabela 3.3 a seguir:
Tabela 3.3: Unidades fundamentais do Sistema Internacional de Unidades (SI)
Grandeza Física
Nome da Unidade
Símbolo
Massa
Quilograma
Kg
Comprimento
Metro
M
Tempo
Segundo
S
Corrente elétrica
Ampère
A
Temperatura
Kelvin
K
Intensidade da luz
Candela
cd
Quantidade de
substância
Mol
mol
Muitas vezes é conveniente usar prefixos para indicar frações
decimais ou múltiplos das várias unidades. O prefixo centi, por exemplo,
representa 10-2 (o centésimo) de uma unidade. A Tabela 3.4 apresenta
os prefixos mais utilizados em Química.
!
Lembre-se de que a notação exponencial é utilizada para não carregarmos
uma quantidade exagerada de zeros. Assim, 10n (n positivo) indica que
temos n zeros após o número 1. Já 10-n indica que temos n zeros antes do
número 1, sendo o primeiro deles seguido de vírgula. Por exemplo, 103 = 1000
e 10-3 = 0,001.
38
CEDERJ
Prefixo
Símbolo
Significado
giga
G
109
mega
M
106
quilo
K
103
deci
D
10-1
centi
C
10-2
mili
M
10-3
micro
µ
10-6
nano
n
10-9
pico
p
10-12
femto
f
10-15
AULA
3
Tabela 3.4: Prefixos mais utilizados no sistema métrico
A unidade SI de comprimento é o metro. Grandes distâncias
são medidas em quilômetros, e pequenas distâncias em submúltiplos
do metro (centímetros, milímetros ou micrômetros). A unidade SI para
massa é o quilograma. Seus submúltiplos são o grama (1 g = 10-3 kg),
a centigrama (1 cg = 10-2 g = 10-5 kg), o miligrama (1 mg = 10-3 g =
10-6 kg) e o micrograma (1 mg = 10-6 g = 10-9 kg).
!
Observe que a escolha do quilograma como unidade de massa não é usual,
pois esta unidade é um múltiplo do grama. Em muitas situações práticas, o
grama é usado ao invés do quilograma.
A chamada quantidade de substância é dada pelo número de
moles (ou móis) da substância presente. O mol é a quantidade de
substância que contém 6,02×1023 partículas (átomos ou moléculas).
Este número é chamado de número de Avogrado. Assim, 16 gramas de
oxigênio molecular e 98 g de ácido sulfúrico correspondem à mesma
quantidade (ambos têm 1 mol de cada substância), embora suas massas
sejam diferentes. Você vai aprender tudo sobre a relação entre massa e
quantidade de substância nas aulas de Estequiometria.
CEDERJ
39
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
ATIVIDADE
3.
a) O diâmetro de um glóbulo branco do sangue mede cerca de 42 µm.
Exprima este valor em m e em nm.
b) Um médico prescreve uma dose de 0,1 g de um medicamento. Quantos
tabletes contendo 25 mg do medicamento são necessários para satisfazer
à prescrição?
RESPOSTA COMENTADA
a) Você precisa estar atento às transformações de unidades e ao
trabalho com as potências de 10 (notação exponencial).
Sabendo que 1 µm = 10-6 m, então 42 µm são 42×10-6 m ou
4,2×10-5 m. Sendo 1 nm = 10-9 m, então vale a seguinte relação
entre µm e nm: 1 m = 106 µm = 109 nm. Dividindo os dois últimos
membros por 106, vemos que 1 µm = 103 nm. Assim, 42 µm são
42×103 nm = 4,2×104 nm.
b) Este exercício segue o mesmo padrão do exercício anterior, logo
a recomendação para a sua execução é a mesma.
Sabemos que 1 g = 103 mg. Então, 0,1 g = 102 mg = 100 mg.
Cada comprimido tem 25 mg. Logo, precisamos de 100/25 = 4
comprimidos para ter a dosagem requerida.
Unidades derivadas das unidades fundamentais
As unidades de base do SI permitem que se obtenha a unidade
de qualquer outra grandeza, basta que saibamos exprimir a grandeza
desejada em termos de grandezas fundamentais. A unidade da grandeza
desejada será uma combinação de unidades fundamentais, posto que
deriva destas.
VOLUME
O volume (V) de um
corpo define o lugar
ocupado pelo corpo
no espaço tridimensional.
Para se obter a unidade SI de uma grandeza qualquer a partir das
unidades fundamentais, procedemos da seguinte forma:
• Etapa 1 - Exprime-se a grandeza desejada em termos das
grandezas fundamentais do SI por uma relação matemática.
• Etapa 2 - A unidade da grandeza desejada é obtida pela
MASSA ESPECÍFICA
combinação de unidades das grandezas fundamentais que guarda a
A massa específica (ρ),
ou densidade de um
corpo, é a razão entre
a massa (m) do corpo e
seu volume (V).
mesma relação matemática obtida na primeira etapa.
40
CEDERJ
Vamos aplicar estas etapas na determinação da unidade SI de
duas grandezas importantes em química: o
de um corpo.
VOLUME
ea
MASSA ESPECÍFICA
3
Como os corpos podem ter as mais diversas formas, vamos con-
AULA
siderar um cubo de aresta L. O volume deste corpo é dado por
V = L3
Esta é a relação matemática entre a grandeza desejada (volume) e
as grandezas fundamentais do SI (no caso, o comprimento). A unidade da
grandeza desejada guarda com as unidades fundamentais a mesma relação
matemática dada pela equação anterior. Assim, sendo o metro a unidade
SI de comprimento, a unidade SI de volume é o metro cúbico (m3).
!
Em laboratório, é comum usarmos submúltiplos de unidade: o decímetro
cúbico (1 dm3 = 10-3 m3) e o centímetro cúbico (1 cm3 = 10-6 m3). Estas duas
últimas se relacionam ao litro (L), uma unidade muito usada, mas que não
pertence ao SI. As relações são
1 dm3 = 1 L
1 cm3 = 1 mL
Logo, 1 L = 1 dm3 = 1000 mL = 1000 cm3
A massa específica se define pela relação
ρ = m = m3
L
V
Então, lembrando as unidades de massa e de comprimento no SI,
a unidade SI de massa específica é o kg/m3.
!
É mais comum exprimir a densidade em gramas por mililitro (g/mL ou g mL-1)
para sólidos e líquidos, e gramas por litro g/L ou g L-1 para gases. A relação
entre estas unidades e as unidades SI pode ser obtida como se segue:
1g/mL = 10-3 kg/10-3 L = 10-3 kg/10-6 m3 = 103 kg/m3
1 g/L = 10-3 kg/10-3 m3 = 1 kg/m3
CEDERJ
41
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
ATIVIDADES FINAIS
a) Identifique se as transformações a seguir são físicas ou químicas, marcando a
coluna correta:
Transformação
Física
Química
(A) Dissolução do açúcar na água
(B) Solidificação do ferro numa siderurgia
(C) Corrosão do ferro pela água do mar
(D) Queima da glicose em uma célula viva
b) Obtenha a unidade SI das grandezas a seguir, a partir de sua definição:
1) velocidade (razão entre a distância percorrida por um corpo e o tempo que o
corpo leva para percorrê-la).
2) aceleração (variação da velocidade de um corpo com o tempo)
3) força (produto da massa de um corpo pela aceleração a ele imposta)
4) pressão (razão entre a força exercida em um corpo e sua área)
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
c) O que pesa mais, um quilo de papel ou um quilo de chumbo? E quem tem maior
densidade? Justifique suas respostas.
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
42
CEDERJ
3
RESPOSTAS COMENTADAS
AULA
a) Lembre-se dos conceitos mencionados no tópico PROPRIEDADES E
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA. Uma transformação física mantém
a identidade da substância, enquanto uma transformação química
altera a substância, transformando-a em outras. Assim, (A) e (B) são
transformações físicas, enquanto (C) e (D) são químicas. A corrosão
leva o ferro à ferrugem (óxido de ferro), e a queima da glicose produz
gás carbônico e água.
b) Reveja as duas regrinhas estabelecidas no subtópico Unidades
derivadas das unidades fundamentais. Você precisa inicialmente
estabelecer a expressão da grandeza desejada em termos de grandezas
fundamentais do SI. A unidade da grandeza desejada é obtida pela
mesma relação entre ela e as grandezas fundamentais. Vamos analisar
os quatro casos propostos.
b.1) A velocidade (v) de um corpo é a razão entre a distância (L)
percorrida pelo corpo e o tempo (t) necessário para percorrer esta
distância. A expressão matemática definidora da velocidade é,
então, v = L . A unidade de velocidade no SI será dada pela razão
t
entre as unidades de distância e de tempo. Então, teremos
unidade de velocidade (SI)
=
unidade de distância (SI)
unidade de tempo (SI)
=
m
s
= ms-1
b.2) A aceleração (a) é a razão entre a velocidade do corpo e o tempo
necessário para alterar sua velocidade. A expressão matemática definiv
dora da aceleração é a =
. Por sua vez, a velocidade é definida em
t
termos de grandezas fundamentais, como no item (1). A aceleração,
expressa em termos das grandezas fundamentais do SI, é dada por
v
= Lt2 . A unidade SI da aceleração será dada por
a=
t
unidade de aceleração (SI) =
unidade de distância (SI)
(unidade de tempo (SI))2
=
m
s2
= ms-2
b.3) A força (F) é definida como o produto da massa (m) de um corpo
L
v
por sua aceleração (a): F = ma = m = m 2 . A última igualdade
t
t
exprime a força em termos das grandezas fundamentais do SI. A
unidade SI de força será dada então por
unidade de força (SI) = unidade de massa (SI) x
unidade de distância (SI)
(unidade de tempo (SI))2
=
kg
m
s2
=
kg ms-2
Esta unidade recebe o nome de newton, (N). Assim, 1 N = 1 kg m s-2.
CEDERJ
43
Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria
b.4) Por fim, a pressão (p) é a razão entre a força (F) e a área (A) de um
F
ma
mL
m
corpo: p =
. Novamente, a última expressão
=
= 22 =
A
L2
Lt
Lt2
exprime a grandeza desejada (pressão) em termos de grandezas do
SI (massa, distância, comprimento e tempo). A unidade SI de pressão
é então dada por
unidade de pressão (SI) =
unidade de massa (SI)
(unidade de comprimento (SI)) x (unidade de tempo (SI))2
=
kg
m s2
=
Esta unidade é chamada de pascal, (Pa). Assim, 1 Pa = 1 N m-2 =
1 kg m-1 s-2.
c) A massa dos dois corpos é a mesma (1 kg), logo o peso é idêntico
(se ambos estiverem no mesmo lugar). O volume de 1 kg de papel
é muito maior do que o de 1 kg de chumbo. Então, lembrando que
a densidade é a razão entre a massa de um corpo e seu volume,
concluímos que a densidade do papel é menor que a do chumbo.
RESUMO
De uma célula microscópica aos corpos celestes, tudo que tem massa e ocupa lugar
no espaço é formado por matéria. As substâncias formadoras da matéria podem
ser simples ou compostas. Elas possuem uma série de propriedades e podem sofrer
transformações que alteram ou não a sua composição. A medida quantitativa
dessas propriedades é expressa por números com unidades bem definidas, obtidas
a partir de um conjunto de unidades fundamentais.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, vamos começar a discutir a estrutura íntima da matéria. Você
vai aprender a caracterizar as partículas formadoras dos átomos, dos quais toda
a matéria é formada.
44
CEDERJ
kg m-1s-2
objetivos
AULA
O átomo é divisível!
4
Metas da aula
Listar as principais partículas formadoras
dos átomos.
Definir número atômico, número de massa
e massa atômica.
Distinguir os vários isótopos de um elemento.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de:
• Especificar o valor da carga e da massa das partículas
fundamentais formadoras do átomo.
• Comparar a massa e o tamanho de um átomo com a de
corpos macroscópicos.
• Determinar o número de prótons e nêutrons e o número
de massa de um átomo.
• Determinar a massa atômica de um elemento pelo
conhecimento da abundância relativa de seus isótopos.
Pré-requisitos
É importante que você releia os modelos teóricos
da Aula 1 e a teoria atômica de Dalton, da
Aula 2, que vão ajudá-lo(a) a compreender
as idéias expostas na parte inicial desta aula.
Você deve rever também o conceito
de elemento, Aula 3.
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
INTRODUÇÃO
Você já aprendeu o modelo atômico de Dalton, com base nas leis de Lavoisier e
Proust. De acordo com este modelo, os átomos são partículas indivisíveis, como
esferas maciças de tamanho microscópico. Segundo Dalton, a cada elemento
corresponde um tipo de átomo distinto, característico deste elemento.
Entretanto, à época de Dalton, não havia evidência direta da existência dos
átomos. À medida que foram desenvolvidos métodos experimentais para
estudar mais detalhadamente a natureza da matéria, surgiram indícios de que
a estrutura do átomo era mais complexa do que se pensava.
Nesta aula, você vai acompanhar as descobertas que levaram ao conhecimento
das principais partículas formadoras do átomo. A seguir, você vai aprender a
caracterizar um átomo pelo número destas partículas nele presentes e verá que,
em alguns casos, um elemento pode estar associado a átomos com números
diferentes de algumas destas partículas.
DESBRAVANDO O ÁTOMO
Raios catódicos e a descoberta do elétron
Em meados do século XIX, os estudos com gases sob baixa pressão,
(submetidos a uma descarga elétrica) apontavam a existência de uma
“radiação”, denominada raios catódicos (raios que saíam do cátodo).
Os gases são maus condutores de eletricidade à pressão ambiente, mas se
tornam bons condutores sob baixa pressão. Colocando-se duas placas de metal
(chamadas ânodo e cátodo) nas extremidades de um tubo contendo um gás
a baixa pressão, e estabelecendo uma diferença de potencial, ocorrem vários
fenômenos que dependem da pressão do gás. Se a pressão não for muito baixa,
o gás brilha. Esta é a origem das lâmpadas ou a gás. Se a pressão for bastante
baixa, surgem os raios catódicos.
46 CEDERJ
Figura 4.1: Uma lâmpada fluorescente é um exemplo de tubo de descarga.
4
Em 1897, J.J. Thomson resumiu as propriedades dos raios
AULA
catódicos. Ele demonstrou que estes:
1. Movimentavam pequenos anteparos colocados em sua
trajetória, indicando que tinham massa.
2. Eram desviados por campos elétricos e magnéticos, criados ao
longo dos tubos de gás, indicando que tinham carga.
3. Eram sempre da mesma natureza, independentemente do
material formador do cátodo.
A última observação mostrava que estas partículas estavam
presentes em qualquer material. Thomson as chamou de elétrons.
Medições quantitativas dos efeitos dos campos elétricos e
magnéticos sobre um feixe de raios catódicos permitiram que se obtivesse
a relação entre a carga e a massa do elétron. A medição independente
da carga do elétron permitiu a determinação do valor de sua massa. Os
valores hoje aceitos são listados na Tabela 4.1:
Tabela 4.1: Propriedades fundamentais do elétron
Propriedade
Carga (e)
Massa (me)
e/me
Valor
1,6×10-19 C
9,1×10-31 kg
1,76×10-21 C/kg
A unidade de carga elétrica no SI - como você vê na Tabela 4.1 - é o coulomb
(C), que é a carga transportada quando uma corrente de 1 ampère atravessa
um condutor em um segundo.
A massa do elétron é extraordinariamente pequena. É cerca de
1.836 vezes menor que a massa de um átomo de hidrogênio, o mais leve
dos elementos conhecidos. A carga do elétron é negativa. O símbolo
indica o valor absoluto (módulo) de sua carga.
Radioatividade
Em 1896, Henri Becquerel descobriu que sais de urânio emitiam
espontaneamente uma radiação muito energética. Esse fenômeno foi
denominado radioatividade. Ele sugeriu a Pierre e Marie Curie que
investigassem os métodos de isolamento dos componentes radioativos
de um mineral. Nascia a Radioquímica, ramo da Química que lida com
a obtenção e estudo das propriedades químicas de materiais formados
por elementos radioativos, como o urânio.
CEDERJ 47
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
Antoine Henri Becquerel (1852-1908) era descendente de uma tradicional
família de físicos franceses. O fenômeno da radioatividade foi descoberto
por acaso, enquanto ele estudava as propriedades fluorescentes dos sais de
urânio. Pierre Curie (1859-1906) e sua esposa, Marie Curie (1867-1934), foram
seus colaboradores e descobriram vários outros elementos radioativos, como
o polônio e o rádio. Marie Curie foi a primeira mulher a receber um prêmio
Nobel por seus trabalhos nessa área.
As pesquisas dos Curie foram estendidas por Ernest Rutherford
(1871-1937), que caracterizou as emissões radioativas como sendo de
três tipos diferentes. As propriedades destes diferentes tipos de emissão
são listadas na Tabela 4.2:
Tabela 4.2: Propriedades das emissões radioativas
Tipo de Emissão
Carga (e)
Natureza
α
2
Partículas de He2+
β
-1
Elétrons
γ
0
Radiação de alta energia
Por esta tabela, você pode verificar que a emissão radioativa α é,
na verdade, um feixe de partículas carregadas (de carga positiva e igual
a duas vezes a carga do elétron) e de massa igual ao do átomo de He.
A emissão β é um feixe de elétrons, e a emissão γ (raios γ) é radiação de
alta energia. Estas emissões ocorrem espontaneamente nos átomos dos
elementos radioativos, como urânio, polônio e rádio.
Os elementos radioativos têm grande importância na área médica. Como
exemplo, citamos o cobalto e o iodo radioativo, usados na cura de doenças ou
em exames de contraste. Entretanto, há um problema sério ao trabalhar com
esses materiais: o tempo de exposição. Existem doses de radiação recomendadas,
pois o excesso é extremamente danoso aos tecidos vivos.
Outras partículas subatômicas
As descobertas de Rutherford ampliaram o leque de partículas
subatômicas. Muitas outras partículas foram descobertas (e são até hoje),
mas para os químicos somente três são essenciais para caracterizar os
átomos: elétron, próton e nêutron. As propriedades destas três partículas
estão resumidas na Tabela 4.3:
48 CEDERJ
Partícula
Carga (e)
Massa (mp)
Próton (p)
+1
1
Elétron
-1
1/1836
Nêutron
0
1,0013
AULA
4
Tabela 4.3: Propriedades do próton, do elétron e do nêutron
Nesta tabela, a unidade de carga é o módulo da carga do elétron,
e a unidade de massa é a massa do próton. O próton e nêutron são muito
mais pesados que o elétron. A carga do próton é idêntica à do elétron,
porém de sinal contrário. O nêutron é uma partícula sem carga.
ATIVIDADE
1. Refaça a Tabela 4.2 escrevendo os valores absolutos da carga e da massa
de cada partícula.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Para realizar essa atividade, você precisa saber os valores da carga e
da massa do elétron. O próton e o elétron têm a mesma carga em
módulo e o nêutron não tem carga. A massa do próton é 1.836 vezes
maior que a do elétron, e a do nêutron é 1,0013 vezes maior que a
do próton. Com estas informações e com o auxílio da Tabela 4.1, você
pode montar a tabela a seguir:
Partícula
Próton (p)
Carga
+1,6×10
-19
Massa
C
1,671×10-27 kg
Elétron
-1,6×10-19 C
9,1×10-31 kg
Nêutron
0
1,673×10-27 kg
O átomo nuclear
A descoberta das partículas subatômicas levou Rutherford a criar
um novo modelo para o átomo. Neste novo modelo, o átomo não era
visto como um corpo maciço e indivisível. Ele seria formado por um
núcleo denso e muito pequeno, contendo os prótons e nêutrons, presos
por fortes forças de atração. Em torno do núcleo, ficariam os elétrons.
O núcleo seria extremamente pequeno se comparado ao átomo como
um todo. Este modelo nuclear do átomo vigora até hoje.
CEDERJ 49
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
Figura 4.2: Modelo nuclear do átomo (fora de escala).
As forças que prendem os prótons no núcleo são denominadas forças nucleares
fortes. Elas são intensas o suficiente para vencer a repulsão eletrostática entre
os prótons. Parece que os nêutrons desempenham importante papel na
estabilização das forças nucleares fortes.
Os átomos são partículas extremamente leves e pequenas. O
diâmetro de um átomo varia entre 1×10-10 m e 5×10-10 m, ou seja,
entre 100 a 500 pm. É mais comum medir as distâncias atômicas em
angstroms (Å), que vale 10-10 m. Assim, o diâmetro de um átomo varia
de 1 a 5 Å. Já o diâmetro dos núcleos é cerca de 10-4 vezes menor que
o do átomo como um todo. Como a massa do átomo está concentrada
no núcleo, a densidade do núcleo é extremamente alta, variando entre
1012 a 1013 g/cm3.
Você tem idéia da ordem de grandeza desses números? Os
exercícios da atividade a seguir vão ajudar a relacionar as dimensões
atômicas com a dos corpos que encontramos no nosso dia-a-dia.
50 CEDERJ
2. a. O diâmetro de um átomo de carbono é de 1,5 Å. Quantos átomos de
carbono poderiam ser alinhados lado a lado se comparados à ponta de
um lápis, com 0,3 mm de espessura?
2. b. Qual seria a massa de um pequeno cubo, de 1 cm de aresta, feito de
um material com a densidade dos núcleos de um átomo?
RESPOSTA COMENTADA
2. a. A primeira etapa que você deve tomar para resolver este exercício
é converter os dois números dados à mesma unidade (metros):
1,5 Å = 1,5×10-10 m
0,3 mm = 0,3×10-3 m = 3×10-4 m
Dividindo os dois números, obtemos a resposta: 3×10-4/1,5×10-10 =
2×106 átomos de C. Portanto, são necessários dois milhões de átomos
de carbono enfileirados lado a lado para se obter uma ponta de lápis
comum!
2. b. Você precisa recordar a definição de densidade estudada ao final
da Aula 3:
densidade =
massa
volume
Então massa = densidade × volume. O volume (V) de um cubo de lado
L é dado por V = L
3,
e é 1 cm3. A densidade dos núcleos da ordem
de 1013 g/cm3. Então:
massa = 1×1013 (g/cm3) × 1 (cm3) = 1×1013 g = 1×1010 kg
(Veja como a unidade correta aparece ao final da conta!). Para você
ter uma idéia do que isto representa, um cubo de chumbo de mesmo
volume tem massa igual a 11,34 g!
IDENTIFICANDO OS ÁTOMOS DE UM ELEMENTO
Número atômico e número de massa
Um átomo de um dado elemento químico é caracterizado pelo
seu número atômico Z.
!
O número atômico (Z) de um elemento é dado pelo número de prótons (p) do átomo de um
elemento. Em um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons.
CEDERJ 51
AULA
4
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
Como a carga do próton cancela a do elétron, o número atômico
Z nos informa também quantos elétrons há em um átomo neutro daquele
elemento.
O magnésio (Mg), por exemplo, tem 12 prótons em seu núcleo;
logo, há doze elétrons em volta do núcleo. Por isso, a identidade de um
elemento é ditada somente pelo número de prótons, independentemente
do número de elétrons ou de nêutrons.
É possível remover ou adicionar um ou mais elétrons de um átomo (formando
os íons), ou termos átomos do mesmo elemento com números de nêutrons
diferentes (os isótopos). Em todos estes casos, o número de prótons não se
altera. Daí ser o número atômico Z a entidade que caracteriza um dado elemento
químico.
Já vimos que a massa de um átomo está concentrada no núcleo,
onde estão os prótons e os nêutrons.
!
Já vimos que a massa de um átomo está concentrada no núcleo, onde estão os prótons
e os nêutrons. O número de massa M de um elemento é dado pela soma do número de
prótons (p) e do número de nêutrons (n) do átomo que representa esse elemento.
M=p+n
Uma notação conveniente para representar o número atômico Z
e o número de massa M de um elemento X qualquer é:
M
Z
X
O oxigênio, por exemplo, que possui 8 prótons e 8 nêutrons, é
representado por
16
08
O . Uma notação mais compacta seria 16O, ou ainda
oxigênio-16.
Os elementos conhecidos estão ordenados em ordem crescente na
Tabela Periódica que se encontra na contracapa deste livro. Nesta tabela,
o número atômico encontra-se acima do símbolo do elemento. Você deve
consultá-la para resolver os problemas da próxima atividade.
52 CEDERJ
3. Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons do átomo neutro
12
de 06 C , cobalto-60 e 131I.
RESPOSTA COMENTADA
Você precisa lembrar que:
• Em um átomo neutro, o número de prótons (p) é igual ao de
elétrons (e).
• A soma do número de prótons (p) com o de neutros (n) é o número
de massa (M) de um átomo.
12
06
C : p=6, e = 6, M = 12 e n = M – p = 6. Neste exemplo,
usou-se a notação M
para representar o elemento C;
Z1 X
1) Para o
2) Consulte a Tabela Periódica e descubra que o cobalto tem Z = 27;
logo p = 27, e = 27. Como a massa dada é M = 60, então n = 60
– 27 = 33.
(c) Consulte a Tabela Periódica e veja que o iodo tem Z = 53. Então,
p = 53, e = 53. Como a massa dada é M = 131, então n = 131 – 53
= 78.
ISÓTOPOS DE UM ELEMENTO
No começo do século XIX, Dalton desenvolveu sua teoria atômica
com base na idéia de que cada elemento era formado por átomos de
uma só espécie. Cerca de um século depois, Frederick Soddy (18971956) provou que o neônio (Ne) era formado por dois tipos de átomos
diferentes. Alguns átomos tinham número de massa 20, e outros 22 (mais
tarde foi descoberto um terceiro tipo de Ne, com M = 21). O número
atômico do Ne é 10, logo existem 10 prótons. Assim, concluímos que
os tipos distintos de Ne diferem no número de nêutrons. Os tipos de
átomo de um elemento que diferem pelo número de nêutrons (mas têm
o mesmo número de prótons) são os isótopos do elemento.
Após a descoberta de Soddy, foram identificados muitos isótopos
dos outros elementos. Na verdade, são poucos os que têm um só tipo de
átomo. Mesmo o hidrogênio (o elemento mais leve que se conhece), tem
três isótopos distintos, cujas propriedades estão listadas na Tabela 4.4:
CEDERJ 53
AULA
4
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
Tabela 4.4: Propriedades dos isótopos do hidrogênio
Isótopo
N° atômico
Nº de massa
Nº de nêutrons
H
1
1
0
2
1
H
1
2
1
3
1
H
1
3
2
1
1
2
O isótopo 1 H tem um nome e um símbolo especiais – é o deutério (D). A água
deuterada é feita de deutério, no lugar do ¹H.
O deutério é muito utilizado como marcador de substâncias químicas. Neste caso,
substitui-se um ou mais átomos de 1H por átomos de 2H; o composto resultante
é mais pesado e o local onde o deutério entrou na molécula pode ser mapeado,
dando informações estruturais sobre o composto de interesse.
Na Figura 4.3 você pode visualizar os núcleos do 11 H e do 12 H .
Embora nos dois casos o núcleo contenha um próton, o número de
nêutrons muda, caracterizando os isótopos do elemento.
Próton
Figura 4.3: Os isótopos
no núcleo.
1
1
H
Nêutron
e
2
1
H
do hidrogênio diferem no número de nêutrons
Isótopos importantes em aplicações biológicas são o cobalto-60 e
o iodo-131. O cobalto-60 é um radioisótopo usado na teleterapia, que
consiste em irradiar um sítio canceroso com raio-X ou raios gama de
uma fonte externa contendo este elemento. O iodo-131 é utilizado em
Medicina Nuclear para exames de tireóide.
54 CEDERJ
4. O oxigênio possui três isótopos: 16O, 17O e 18O. Monte uma tabela
semelhante à Tabela 4.4 para os isótopos do oxigênio:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você já sabe que o oxigênio tem Z = 8. Como os números de massa dos
isótopos são 16, 17 e 18, o número de nêutrons em cada isótopo é de
8, 9 e 10, respectivamente. A tabela que você vai montar fica assim:
Isótopo
N° atômico
Nº de massa
Nº de nêutrons
O
8
16
8
17
08
O
8
17
9
18
08
O
8
18
10
16
08
MASSA ATÔMICA
Uma vez que os átomos são tão pequenos e leves, não é prático
medir a massa de um pequeno número deles. Foi escolhido arbitrariamente
um tipo de átomo como padrão para medição de massas e, então, foi
desenvolvida uma escala de medições relativas de massa. Nesta, atribui-se
o valor exato de 12,000 unidades de massa atômica (u.m.a) ao isótopo
mais abundante do carbono, o 12C. A massa desse isótopo tem o valor
de 1,992×10-26 kg. Logo,
1 u.m.a. = 1,660×10-27 kg
Nesta escala, as massas de cada tipo de átomo são especificadas
em relação ao valor da massa do isótopo 12C do carbono. Por exemplo, o
O tem massa 1,3333 vezes maior que a massa do 12C. A massa atômica
16
do 16O, em u.m.a, é 1,233×12 = 16.
Já aprendemos que muitos elementos têm, pelo menos, dois
isótopos que ocorrem naturalmente. Dessa forma, uma amostra desses
elementos contém uma mistura de diferentes isótopos. A abundância
percentual indica a contribuição percentual de um isótopo correspondente
à ocorrência natural de um elemento.
CEDERJ 55
AULA
4
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
!
A massa atômica de um elemento é a média dos números de massa dos isótopos do
elemento, ponderada pela abundância percentual de cada isótopo do elemento. A massa
atômica é expressa em unidades de massa atômica (u.m.a).
O cloro, por exemplo, tem dois isótopos: o
35
Cl e o
37
Cl. As
abundâncias percentuais de cada um destes isótopos são de 75,53%
para o primeiro e 24,47% para o segundo. Uma amostra de átomos de
cloro contém esses isótopos na proporção de suas abundância naturais.
A massa atômica do cloro é dada por:
35 u.m.a×0,7553 + 37 u.m.a×0,2447 = 35,5 u.m.a
Observe que o valor da massa atômica do cloro foi obtido
somando-se os produtos dos números de massa dos isótopos do cloro
multiplicados pela fração que corresponde à abundância percentual de
cada isótopo.
!
Lembre-se de que a percentagem é uma forma de exprimir uma fração. Por exemplo,
75,53% quer dizer 75,53/100 = 0,7553.
ATIVIDADE
5. O magnésio (Mg) tem três isótopos: 24Mg, 25Mg e 26Mg. Complete a tabela
a seguir e calcule a massa atômica do magnésio.
Isótopo
Abundância %
Mg
78,99
Mg
10,00
Mg
11,01
24
25
26
p
M
n
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
A montagem da tabela é semelhante a que você fez na Atividade 4.
Consultando a Tabela Periódica, você pode verificar que o Mg tem doze
prótons. Isto permite completar a tabela como segue:
56 CEDERJ
4
Abundância %
P
M
N
Mg
78,99
12
24
12
Mg
10,00
12
25
13
Mg
11,01
12
26
14
24
25
26
Para o cálculo da massa atômica, devemos considerar a contribuição de
todos os isótopos do Mg, ponderadas pelas suas abundâncias relativas.
A massa atômica é dada por 24×0,7899 + 25×0,1000 + 26×0,1101
= 24,32 u.m.a.
CONCLUSÃO
As experiências realizadas ao final do século XIX e começo do
século XX mostraram que o átomo não é uma partícula maciça, como
pensava Dalton, mas formado por muitas partículas com massa e carga
elétrica definidas. O modelo nuclear do átomo é o que vigora até hoje.
ATIVIDADES FINAIS
a) Complete os espaços em branco da seguinte tabela:
Símbolo
Ni
58
S
33
Número de prótons
10
Número de nêutrons
10
Número de elétrons no átomo neutro
30
25
b) O gálio (Ga) tem dois isótopos naturais: 69Ga e 71Ga. As massas destes isótopos,
em u.m.a, são 68,929 e 70,925, respectivamente. Determine as abundâncias
percentuais destes isótopos do Ga.
RESPOSTA COMENTADA
a) Você precisa consultar a Tabela Periódica para resolver este exercício,
que é semelhante ao que foi feito na Atividade 3. Deve recordar também as
definições de número atômico (Z) e número de massa (M); ainda, para um
dado elemento X, a representação destas grandezas é dada pelo símbolo
M
Z
X . Lembre-se de que o número atômico é o número de prótons (p), o
número de massa é a soma do número de prótons com o de nêutrons e
CEDERJ 57
AULA
Isótopo
Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!
que, em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao de elétrons.
Vamos considerar as informações contidas em cada coluna para completar
a tabela fornecida.
A primeira coluna está ligada ao elemento níquel (Ni) que, pela Tabela
Periódica, tem Z=28. (Se você tiver dúvidas sobre como é montada a Tabela
Periódica, leia a resposta comentada da Atividade 1 da Aula 3.). Então, para
este elemento, p = 28; sendo M dado e igual a 58, temos que n = 58 – 28
= 30.
A segunda coluna diz respeito ao elemento enxofre (S). A Tabela Periódica
mostra que ele tem Z = 16. Assim, p = 16. Sendo M dado e igual a 33, temos
que n = 33 – 16 = 17.
A terceira coluna é a de um elemento com p = 10 (Ne) e n = 10. Então, para
este elemento, M = 20 e seu símbolo é 20Ne.
Na quarta coluna, é dado o número de elétrons (25) e o número de nêutrons
(30) do elemento. Então p = 25 (o elemento é o Mn) e M = 55.
Juntando todas as informações, a tabela completa fica assim:
Símbolo
Ni
58
S
33
Ne
20
Mn
55
Número de prótons
28
16
10
25
Número de nêutrons
30
17
10
30
Número de elétrons no átomo neutro
28
16
10
25
b) Para resolver este exercício, você precisa lembrar que a massa atômica de
um elemento é uma média das massas atômicas dos isótopos do elemento,
ponderada na abundância relativa de cada isótopo. O valor da massa atômica
listado na Tabela Periódica, conforme descrito na RESPOSTA COMENTADA da
Atividade 3 da Aula 3, é o dessa média ponderada. Você pode verificar que o
Ga tem massa atômica 69,723 (em u.m.a.). Então podemos escrever:
i) Massa atômica Ga = (massa atômica 69Ga × abundância relativa do 69Ga)
+ (massa atômica 71Ga × abundância relativa do 71Ga);
ii) abundância relativa do 69Ga + abundância relativa do 71Ga = 100%;
A expressão (ii) estabelece a relação entre as abundâncias relativas dos dois
isótopos. Lembre-se de que 100% = 1. Se você chamar de x a abundância
relativa do 69Ga, então a abundância relativa do 71Ga será dada por 1 – x.
Assim, usando os dados do problema, as informações da Tabela Periódica e
a relação (ii), você pode escrever a relação (i) como segue:
69,723 = 68,929x + 70,925(1 – x)
Esta equação do primeiro grau tem solução x = 0,6022, ou 60,22%. Assim a
abundância relativa do 69Ga é de 60,22%, e a do 71Ga é de (100 – 60,22)
= 39,78%.
58 CEDERJ
4
A estrutura do átomo é mais complexa do que se pensava quando o modelo
atômico de Dalton foi elaborado. O átomo é formado por muitas partículas com
propriedades distintas que se reúnem formando núcleo denso e rodeado pelos
elétrons. O núcleo atômico pode conter um número diverso de nêutrons para o
mesmo número de prótons, resultando em isótopos do elemento. A determinação
da massa atômica de um elemento deve levar em consideração a existência dos
isótopos.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai estudar a estrutura da eletrosfera, região do átomo
que contém os elétrons. Vamos apresentar os modelos usados para descrever a
distribuição dos elétrons nesta região.
CEDERJ 59
AULA
RESUMO
objetivos
AULA
Estrutura eletrônica
dos átomos
5
Meta da aula
Metas
Descrever os modelos atômicos de Thomson, Bohr e Schrödinger.
Definir os números quânticos dos elétrons de um átomo.
Determinar as configurações eletrônicas dos
átomos neutros e de íons.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo
desta aula, você seja capaz de:
• Comparar o tamanho das órbitas de Bohr
em relação aos átomos distintos.
• Determinar o número de orbitais atômicos
em cada camada do átomo.
• Escrever a configuração eletrônica
de átomos e íons.
Pré-requisito
Você precisa dos conhecimentos da aula
anterior sobre a estrutura do átomo para melhor
compreender os conceitos desta aula.
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
INTRODUÇÃO
Na aula anterior, você aprendeu que um átomo é formado por um núcleo
denso e extremamente pequeno circundado pelos elétrons. Nesta aula, vamos analisar a forma como os elétrons se distribuem em torno dos núcleos.
Esta distribuição define a estrutura eletrônica do átomo. Você vai aprender
a caracterizar os elétrons presentes no átomo pelos seus números quânticos
e a forma de arrumá-los de acordo com o princípio da estruturação.
OS MODELOS ATÔMICOS DE THOMSON E
DE RUTHERFORD-BOHR
No começo do século XX, devido à descoberta das partículas
subatômicas, houve muita especulação de como seria a estrutura do
átomo. Sabia-se que era formado por partículas de carga positiva e de
carga negativa (a existência do nêutron foi comprovada mais tarde), mas
não se tinha idéia de como estas partículas se arrumavam para formar o
arranjo estável característico do átomo. Um modelo simples, proposto
por J.J. Thomson, sugeria ser o átomo uma esfera maciça, como no
modelo de Dalton, porém com cargas positivas e negativas disseminadas
em seu interior.
Este modelo inicial ficou conhecido como o “modelo do pudim
de passas”. Na Figura 5.1, você pode ver como seria um átomo segundo
essa formulação. A esfera maciça está cortada para que você visualize a
disseminação de cargas positivas e negativas dentro da esfera.
Elétrons
Carga positiva
Figura 5.1: No modelo de Thomson, o átomo era como um “pudim de passas”.
62
CEDERJ
5
Experiências realizadas por Rutherford, por volta de 1909,
AULA
mostraram que o modelo de Thomson era inconsistente. Naquelas
experiências, lâminas finas de metais, como o ouro, eram bombardeadas
por um feixe de partículas α, que já se sabia serem carregadas positivamente
(veja a Tabela 4.2 da aula anterior). Observe o comportamento do feixe
na Figura 5.2:
Detetor
Colimador
ZnS
Fonte α
Folha
de ouro
Partículas
Espalhadas
Figura 5.2: Comportamento do feixe de partículas α ao incidir sobre uma fina lâmina
de ouro. Rutherford verificou que este comportamento era incompatível com o modelo
de Thomson.
Rutherford verificou que a maioria das partículas atravessava a
lâmina sem sofrer desvios, como se nada encontrasse em seu caminho;
além disso, observou que uma pequena fração era desviada por ângulos
muito maiores do que o previsto caso o átomo se comportasse segundo
o modelo de Thomson.
Para explicar as suas observações, Rutherford estabeleceu, em
1911, o modelo nuclear do átomo (que já foi apresentado na aula anterior). Neste modelo, o átomo contém um núcleo muito pequeno e massivo
rodeado por elétrons, que se encontram bastante afastados dele.
O modelo de Rutherford foi aprimorado por Niels Bohr, em 1913.
Bohr postulou que:
1. Os elétrons de um átomo giram em torno do núcleo em órbitas
circulares concêntricas, como planetas orbitando em torno do Sol (como
você pode visualizar na Figura 5.3).
2. Apenas certas órbitas são permitidas para um dado elétron. Isto
significa que a distância entre um elétron e o núcleo do átomo não pode
ter qualquer valor, mas somente certos valores permitidos.
3. Os valores permitidos para a distância do elétron ao núcleo
são aqueles em que o módulo do MOMENTO ANGULAR ORBITAL (L) do elétron
é um múltiplo da constante de Planck (h). Estas distâncias permitidas
MOMENTO
ANGULAR ORBITAL
Na Figura 5.4, você
poderá visualizar as
grandezas pertinentes
ao movimento de uma
partícula de massa
(m), circulando a uma
distância (r) de um
ponto origem (O). A
velocidade de deslocamento da partícula é
v. O momento angular
(L) da partícula, aponta perpendicularmente
ao plano do movimento da partícula,
e seu valor absoluto
(módulo) é
L = mvr. Segundo
Bohr, o valor de L
para um elétron em
torno do núcleo de um
átomo é um múltiplo
da constante de Planck
(L = nh/2π), em que n
é um número inteiro e
diferente de zero.
CEDERJ
63
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
(rn) para um elétron em um átomo cujo núcleo tem número atômico Z
n2 a0
são dadas por rn =
. Nesta expressão, n é um número inteiro que
Z
define a órbita permitida, e a0 é uma reunião de constantes, cujo valor
é 0,529 Å (conhecida como raio de Bohr).
4. Ao circular em uma órbita permitida, a energia do elétron é
constante. A cada órbita corresponde um nível de energia (E) característico.
Os valores de energia permitidos ao elétron dependem de um número
inteiro positivo (n =1, 2, 3, 4,...), chamado número quântico.
5. O elétron pode pular de uma órbita para outra. Ao pular, ele
emite ou absorve energia correspondente à diferença? E entre o nível de
energia inicial, Ei, e o final, Ef: ∆E = Ef - Ei
ω
R
m
v
^
r
Figura 5.3: Modelo de Bohr. Nesse modelo, os elétrons se movem no plano em órbitas
definidas.
Figura 5.4: Representação do momento angular orbital de uma partícula.
O modelo de Bohr foi o primeiro a explicar o espectro do átomo de hidrogênio, um desafio para os físicos da época. Observe a Figura 5.5. Se a luz
emitida por um gás contido em um tubo submetido a uma descarga elétrica
for recolhida, passar por um prisma e impressionar uma chapa fotográfica,
um conjunto de linhas pode ser observado na chapa: cada linha é luz de
um comprimento de onda (λ) bem definido. Este conjunto de linhas forma
o espectro do material contido no tubo. Pelo modelo de Bohr, esta linha é
devida à emissão de energia, na forma de luz, quando o elétron passa de uma
64
CEDERJ
5
v=
AULA
órbita de energia mais alta para outra de energia mais baixa. A freqüência
(ν) dessa luz é dada por
∆E
h
∆E é a diferença entre os níveis de energia inicial e final do elétron (∆E = Ef
– Ei), e (h) é a constante de Planck. Vale a pena lembrar que a freqüência se
relaciona ao comprimento de onda da luz pela expressão ν =
c é a velocidade da luz.
c
λ
, em que
Chapa fotográfica
Fonte de
radiação
Prisma
Fenda
colimadora
Figura 5.5: A luz emitida pelo gás contido no tubo provém da energia liberada pelos
elétrons quando passam de um nível de energia mais alto para um mais baixo.
ATIVIDADE
1. Compare os tamanhos da primeira órbita de Bohr em relação aos átomos
de hidrogênio (H), carbono (C) e cálcio (Ca):
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
A primeira órbita de Bohr é obtida fazendo-se n =1, na expressão
geral rn =
n2 a0
. Tudo que você precisa saber é o valor de Z do
Z
núcleo do átomo de interesse. Consultando a Tabela Periódica, você
vai descobrir que ZH = 1, ZC = 6 e ZCa = 20. Então, o valor da primeira
órbita de Bohr para o elétron em cada um desses átomos é dado
pela seguinte tabela:
CEDERJ
65
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Átomo
Z
Expressão de rn
Valor de rn em Å
H
1
1 a0
= a0
1
0,529
C
6
12 a0
a
= 0
6
6
0,088
Ca
20
12 a0
a
= 0
20
20
0,0265
2
Observe que o tamanho da órbita diminui inversamente ao
aumento do número atômico. Isto é consistente com o fato de
que o aumento de Z implica um aumento da carga nuclear, que é
positiva (pois aumenta o número de prótons). O elétron é atraído
para o núcleo, o que faz encolher a órbita.
Embora superado pelo modelo dos orbitais, que você vai estudar a
seguir, o modelo de Bohr permite fazer várias previsões qualitativas
que ainda permanecem válidas.
O MODELO ATÔMICO DE SCHRÖDINGER
Orbitais atômicos
Cerca de dez anos após o modelo de Bohr, um grupo de cientistas
– notadamente Erwin Schrödinger – desenvolveu um novo modelo para
explicar a estrutura eletrônica do átomo. Este estava baseado nas leis da
mecânica quântica e é obtido pela resolução de uma complicada equação
matemática, a equação de Schrödinger, aplicada ao elétron no átomo.
As leis da mecânica quântica, estabelecidas principalmente por Werner
Heisenberg (1901-1976) e Erwin Schrödinger (1887-1961), são, muitas vezes,
bastante distintas das leis da mecânica clássica, propostas por Issac Newton
(1643-1727). Elas se aplicam a partículas de dimensões microscópicas, como
os elétrons, átomos e moléculas. Segundo a mecânica quântica:
• As partículas possuem um caráter ondulatório. Esta característica fica tão
mais evidenciada quanto mais leve for a partícula.
• Uma partícula microscópica pode ser tratada como uma “onda de matéria”.
O comportamento desta partícula é obtido resolvendo-se uma equação de
ondas, a equação de Schrödinger para a partícula.
66
CEDERJ
5
AULA
• As soluções da equação de Schrödinger são funções matemáticas conhecidas
como funções de onda, representadas por ψ (a letra grega psi maiúscula).
O valor desta função depende da posição da partícula. A equação também
fornece, quando resolvida, as energias possíveis da partícula.
• Nem sempre uma partícula pode ter qualquer valor de energia. Se a equação
de Schrödinger fornecer apenas certos valores de energia, dizemos que a
energia é quantizada.
• Devido ao caráter ondulatório da partícula, não podemos determinar com
total precisão a sua posição e sua velocidade em um dado instante (esta
afirmação é o princípio da incerteza, de Heisenberg).
• O quadrado da função de onda Ψ obtida da equação de Schrödinger,
avaliado em um dado ponto do espaço, é proporcional à probabilidade de
encontrarmos a partícula em torno daquele ponto.
As soluções da equação de Schrödinger para um elétron em um
átomo são denominadas orbitais atômicos. Os orbitais atômicos são
funções de onda que descrevem o comportamento do elétron no espaço.
Segundo as leis da mecânica quântica, a probabilidade de encontrarmos
um elétron em torno de um dado ponto do espaço depende do valor do
orbital atômico naquele ponto. Assim, cada orbital descreve uma distribuição específica de onde se encontra o elétron no espaço. Além disso,
um elétron, em um dado orbital atômico, tem uma energia perfeitamente
determinada, obtida pela solução da equação de Schrödinger.
Números quânticos
O modelo de Bohr introduziu um único número quântico (n)
para descrever a órbita de um elétron, e este que define as órbitas e a
energia do elétron no átomo. Em contraste, os orbitais atômicos são
caracterizados por três números quânticos (n, l e ml). Estes são obtidos
a partir da solução da equação de Schrödinger. A interpretação destes
números só pode ser feita resolvendo-se esta equação, o que está fora
dos objetivos deste curso. Vamos resumir a seguir o tipo de informação
dado por eles:
• O número quântico principal (n) está ligado ao tamanho e à energia
do orbital. Só pode ter valores inteiros e positivos (n = 1, 2, 3, 4, ...).
À medida que n cresce, o orbital se torna maior, e a probabilidade de
encontrar o elétron mais afastado do núcleo aumenta. A energia do
elétron também aumenta com n.
CEDERJ
67
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Lembre-se de que o elétron e o núcleo têm carga oposta. Quanto mais afastado o elétron, menor a atração entre ele e o núcleo; logo, maior a energia
do elétron.
• O número quântico azimutal (l) mede o momento angular orbital do
elétron em torno do núcleo e define a forma do orbital. Só pode ter
valores inteiros, que vão de 0 até n – 1 para cada valor de n. Os valores
de l são representados por letras segundo o esquema a seguir:
Valor de l
0
1
2
3
Letra usada
s
p
d
f
• O número quântico magnético (ml) mede o componente do momento
angular orbital do elétron ao longo de um eixo z arbitrário. Só pode
ter valores inteiros entre l e -l, incluindo zero.
Para melhor compreender o significado dos números quânticos l e ml, você
deve pensar no elétron girando em torno do núcleo. Já mencionamos que a
grandeza pertinente a este movimento é o momento angular (L). Esta grandeza é caracterizada pelo seu valor numérico (módulo), direção e sentido, sendo
melhor representada por um vetor orientado no espaço. Segundo a mecânica
h
,
2π
h
L
=
m
l
e a projeção do vetor ao longo do eixo z (Lz) é dada por z
2π . Logo,
quântica, o valor numérico do momento angular (L) é dada por L = l (l + 1)
l e ml determinam o valor do momento angular e sua projeção no eixo z.
Tente visualizar estas informações na Figura 5.6. Nela, um vetor de módulo
L = 1x2
h
2π , correspondendo a l = 1, orienta-se no espaço de forma que suas
projeções no eixo (z) só podem assumir os valores correspondentes a ml =
0, +1 e -1. Ou seja, as projeções do momento angular (L) num eixo (z) (Lz) só
l=1
ml = 1
l=1
π m =0
l
2π
Z
(1)(2)
h
2π
B
Figura 5.6: O vetor correspondente a
l = 1 se orienta no espaço somente de
três maneiras, consistentes ao valor de
ml = 0, +1 e -1.
68
CEDERJ
−π
2π
(1)(2)
l=1
ml = −1
h
2π
AULA
5
Relações entre os números quânticos
Em um átomo, o conjunto de orbitais com o mesmo valor de n
define uma camada eletrônica. É comum representar as camadas com
letras maiúsculas, segundo o seguinte quadro:
Valor de n
1
2
3
4
5
6
7
Símbolo da camada
K
L
M
N
O
P
Q
Obs.: Todos os orbitais com n = 3 pertencem à camada M, por exemplo.
Os orbitais com mesmo valor de n e l pertencem à mesma subcamada eletrônica. Cada subcamada é representada por um número (o
valor de n) e uma letra (o valor de l). Os orbitais com n = 3 e l = 2, por
exemplo, são orbitais 3d e estão na subcamada 3d.
O número de orbitais dentro de uma subcamada é o número de
valores de ml possíveis para o valor de l que caracteriza a subcamada.
Existem, por exemplo, cinco orbitais na subcamada 3d, pois nesta l =
2, e os valores possíveis de ml são 2, 1, 0, -1 e -2.
A Tabela 5.1 apresenta os valores possíveis de l e ml para
as camadas correspondentes a n = 1, 2 e 3. Você deve acompanhar
cuidadosamente os dados desta tabela.
Tabela 5.1: Valores possíveis de l e ml para n = 1, 2 e 3
n
Símbolo da
camada
Valores
possíveis de l
Símbolo
da subcamada
Valores possíveis de ml
Número de
orbitais na
subcamada
Número total de
orbitais na camada
1
K
0
1s
0
1
1
2
L
0
2s
0
1
4
1
2p
1, 0, -1
3
0
3s
0
1
1
3p
1, 0, -1
3
2
3d
2, 1, 0, -1, -2
5
3
M
9
Veja que na camada K (n = 1) existe somente uma subcamada,
que contém um único orbital (o orbital 1s). A camada L (n = 2) tem
quatro orbitais, distribuídos em duas subcamadas: na primeira subcamada (2s), há um orbital 2s; e na segunda (2p), há três orbitais 2p.
CEDERJ
69
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Os orbitais da subcamada 2p diferem pelo valor de ml. A camada M (n = 3)
contém ao todo nove orbitais, distribuídos em três subcamadas: a primeira
contém um orbital 3s, a segunda contém três orbitais 3p e a terceira, cinco
orbitais 3d.
!
Generalizando as relações entre os possíveis valores dos números quânticos,
podemos observar que:
1. Cada camada, caracterizada pelo número quântico n, contém exatamente
n subcamadas. Cada subcamada corresponde a um dos valores permitidos
de l, de 0 até n-1.
2. Cada subcamada contém 2l +1 orbitais, cada um correspondendo a um dos
valores possíveis de ml, que vão de +l até -l.
3. O número total de orbitais em uma camada é n2.
ATIVIDADE
2.a. Estenda a Tabela 5.1, acrescentando os dados correspondentes a n = 4.
2.b. Determine o número de orbitais encontrados nas camadas O e P.
RESPOSTA COMENTADA
2.a. Inicialmente, você precisa caracterizar os números quânticos
compatíveis ao valor de n dado. Sabemos que, para um dado valor
de n, são permitidos n valores de l, que vão de 0 até n -1; para cada
valor de l, são permitidos 2l + 1 valores de ml, que vão de +l até
-l de uma em uma unidade. Os valores de l permitidos para n =
4 são 0, 1, 2 e 3. De posse destes valores, a Tabela 5.1 pode ser
estendida incluindo-se os seguintes dados:
n
Símbolo da
camada
Valores
possíveis
de l
Símbolo
da subcamada
Valores
possíveis
de ml
Número de
orbitais na
subcamada
Número total
de orbitais na
camada
4
N
0
4s
0
1
16
1
4p
1, 0, -1
3
2
4d
2, 1, 0, -1,
-2
5
3
4f
3, 2, 1, 0,
-1, -2, -3
7
Observe que a camada N (n = 4) é formada por quatro subcamadas.
Na subcamada 4s há apenas uma orbital; na subcamada 4p,
existem três orbitais distintos, que diferem pelo valor de m .
l
70
CEDERJ
5
AULA
Da mesma forma, os cinco orbitais da subcamada 4d e os sete
orbitais da subcamada 4f diferem pelos valores de ml .
2.b. Você deve lembrar que o número total de orbitais em uma
camada é n2. Assim, teremos o seguinte resultado:
Camada
O
P
Valor de n
5
6
Nº de orbitais
25
36
Os orbitais da camada O ocupam as subcamadas 5s (um orbital),
5p (três orbitais), 5d (cinco orbitais), 5f (sete orbitais) e 5g (nove
orbitais). Os da camada P ocupam as subcamadas 6s (um orbital),
6p (três orbitais), 6d (cinco orbitais), 6f (sete orbitais), 6g (nove
orbitais) e 6h (onze orbitais). Cada orbital em uma subcamada
difere dos demais pelo valor de ml .
Forma e tamanho dos orbitais atômicos
!
A determinação rigorosa da forma e do tamanho de um orbital só pode ser feita conhecendo-se a função matemática que o descreve, o que está fora dos objetivos deste curso.
A forma de um orbital depende do valor de l, e seu tamanho, do
valor de n. O tamanho de um orbital é normalmente definido por um
contorno no espaço. Dentro deste contorno, há cerca de 90% de probabilidade do elétron ser encontrado.
Orbitais s têm contornos esféricos. Na Figura 5.7, estão representados contornos dos orbitais 1s, 2s e 3s. À medida que n aumenta,
o orbital torna-se maior e o elétron pode ser encontrado cada vez mais
afastado do núcleo.
Z
Y
1s
X
Figura 5.7: Contornos representativos dos orbitais 1s e 2s.
CEDERJ
71
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Orbitais p têm contornos em forma de halteres. A Figura 5.8
mostra orbitais 2p que se orientam, cada um, ao longo dos eixos x, y,
e z, respectivamente.
Figura 5.8: Contornos representativos dos orbitais 2px, 2py e 2pz.
Energia dos orbitais atômicos
A energia de um elétron em um orbital atômico é obtida
resolvendo-se a equação de Schrödinger. De um modo geral, esta energia
depende dos valores dos números quânticos n e l do orbital onde o elétron
se encontra (mas não depende de ml). Observa-se que:
• Quanto maior o valor de n, maior é a energia do orbital.
O orbital 1s, por exemplo, tem menor energia que o orbital 2s.
• Para orbitais com o mesmo valor de n, quanto maior o valor de
l, maior é a energia do orbital. Os orbitais da camada n = 3, por exemplo,
têm energia na seguinte ordem crescente: 3s < 3p < 3d.
• Em alguns casos, um orbital com menor valor de n tem energia
maior que a de outro com n maior. Nestes casos, o valor de l do orbital
mais energético (de menor n) é maior que o do orbital menos energético
(de maior n). Um exemplo disso é o que ocorre entre os orbitais 3d e 4s.
Embora o último tenha n maior, é menos energético que o primeiro.
Estas observações levaram à construção de uma escala de energia
dos orbitais atômicos. Nesta escala, os orbitais são dispostos em ordem
crescente de energia. O ordenamento dos orbitais obedece à seqüência
descrita a seguir:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < ...
72
CEDERJ
5
AULA
Figura 5.9: Diagrama de Pauling, indicando o ordenamento dos orbitais. A energia
cresce no sentido das setas.
O diagrama de Pauling, mostrado na Figura 5.9, é um dispositivo
mneumônico que permite obter o ordenamento sem ter de memorizá-lo.
Use-o sempre que necessário.
O spin do elétron
Além da massa e da carga, o elétron possui uma outra propriedade intrínseca, chamada spin (S). A natureza desta propriedade é desconhecida, mas a forma como ela atua foi descrita por Wolfgang Pauli,
estabelecendo os seguintes postulados:
• O spin funciona como um momento angular intrínseco, cujo
valor é único para cada partícula elementar. Para o elétron, está associado ao número quântico S = 1⁄2.
• Para o elétron, só existem duas projeções do spin, chamadas
α e β. À projeção α corresponde o número quântico ms=+1⁄2, ou �; à
projeção β, corresponde o número quântico ms = -1⁄2, ou �.
Estes postulados permitem que se visualize o spin como um vetor
com módulo único e característico do elétron. Além disso, aponta no
espaço de forma que suas projeções em um eixo z arbitrário só podem
ter dois valores possíveis, representados por � e �.
Imagine dois cones formados por um vetor que gira em torno do
eixo z: um dos cones corresponde à projeção com ms = +1⁄2, e o outro à
proteção ms = -1⁄2. Visualize o resultado na Figura 5.10.
CEDERJ
73
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
B0
mI = + 1/2
(estado α)
mI = - 1/2
(estado β)
Figura 5.10: O vetor que representa o spin do elétron tem duas projeções, chamadas
�
�
α ( ) e β( ).
!
A inclusão do spin faz com que, no átomo, cada elétron seja caracterizado
por quatro números quânticos. Os três primeiros, n, l e ml, dizem respeito
ao orbital em que o elétron se encontra; o último, ms, define se o spin do
elétron é � ou �.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÁTOMOS
O princípio da estruturação
Imagine que você tem um núcleo de número atômico Z. Se o átomo
é neutro, você já sabe que ele tem Z elétrons. De acordo com o modelo
quântico dos orbitais, os elétrons vão se distribuir no átomo segundo o
princípio da estruturação.
!
O princípio da estruturação é concebido a partir de 4 regras. Elas indicam
que:
a) Os elétrons ocupam os orbitais em ordem crescente de energia (dada pelo
diagrama de Pauling).
b) Nenhum orbital pode conter mais do que dois elétrons.
c) Se um orbital contiver dois elétrons, os seus spins serão distintos (diz-se que
os elétrons estão emparelhados).
d) Elétrons não se emparelham em um orbital se outro de mesma energia
estiver disponível. Ou seja, os elétrons só se emparelham em um orbital quando
todos os orbitais de mesma energia (na mesma subcamada) contiverem pelo
menos um elétron.
74
CEDERJ
5
Você já conhece a regra “a”. As regras “b” e “c” são conseqüências
AULA
do princípio da exclusão de Pauli: Não há em um átomo dois elétrons
com os quatro números quânticos iguais.
A regra “d”, por sua vez, não pode ser explicada sem o apelo à
mecânica quântica. Ela é conhecida como regra da máxima multiplicidade, e a explicação de sua origem está fora dos objetivos deste curso.
Configuração eletrônica
A distribuição dos elétrons nos orbitais, segundo o princípio da
estruturação, determina a C O N F I G U R A Ç Ã O
ELETRÔNICA
do átomo.
Para facilitar a construção das configurações eletrônicas,
utiliza-se o diagrama de orbitais. Caixinhas representando os orbitais
são arrumadas em ordem seqüencial de energia. Os elétrons entram nas
CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA
É a ocupação dos
elétrons nos orbitais,
segundo o princípio
da estruturação.
caixinhas segundo as regras do princípio da estruturação, gerando a
configuração eletrônica desejada.
Exemplo 1: O átomo de berílio tem Z = 4 (portanto, quatro
elétrons). A distribuição dos elétrons é feita no seguinte diagrama de
orbitais.
1s
2s
��
��
Os primeiros dois elétrons ficam emparelhados no orbital 1s e os
outros dois no orbital 2s. A configuração eletrônica é assim representada:
Be: 1s2 2s2.
Exemplo 2: O átomo de carbono tem Z = 6 (portanto, seis elétrons). O diagrama de orbitais é:
1s
2s
��
��
2p
�
�
Os quatro primeiros elétrons se distribuem como no átomo de Be.
Os dois restantes vão entrar em orbitais da subcamada 2p. Pela regra
(d) do princípio da estruturação, cada um vai entrar em um orbital
2p distinto, sem haver emparelhamento de elétrons. A configuração
eletrônica do átomo de carbono é C: 1s2 2s2 2p2.
Exemplo 3: O átomo de oxigênio tem Z = 8. O diagrama de
orbitais é
1s
2s
��
��
2p
��
�
�
CEDERJ
75
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Vejam que o último elétron só se emparelha na subcamada 2p
depois que todos os orbitais desta subcamada contiverem um elétron.
A configuração eletrônica do oxigênio é O: 1s2 2s2 2p4.
Complicado? Pois é ... Se fosse simples, não seria necessário
estudar. Que tal você dar uma “paradinha” rápida antes da atividade
que segue? Descanse cinco minutos e volte à aula.
ATIVIDADE
3. Forneça o diagrama de orbitais e a configuração eletrônica dos seguintes
átomos:
a. Neônio (Ne)
b. Sódio (Na)
c. Cálcio (Ca)
d. Ferro (Fe)
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você precisa ter em mãos a tabela periódica para descobrir os
números atômicos dos elementos dados no problema. Sabendo o
valor de Z, você tem automaticamente o número de elétrons contidos
no átomo. O próximo passo é conhecer o ordenamento dos orbitais
atômicos em ordem crescente de energia. Para isso, você precisa
utilizar o diagrama de Pauling. A última etapa é aplicar as regras
do princípio da estruturação.
a. Para o Ne, Z = 10. Logo, o átomo tem 10 elétrons. O diagrama
de orbitais é:
1s
2s
2p
��
��
�� �� ��
e a configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6.
76
CEDERJ
,
5
AULA
Observe que, neste caso, todos os orbitais de todas as camadas
ocupadas estão completamente preenchidos. Esta configuração
eletrônica é típica dos gases nobres, como será discutido na
próxima aula.
b. Para o Na, Z = 11. Logo, o átomo de sódio tem 11 elétrons. O
diagrama de orbitais é:
1s
2s
2p
3s
��
��
�� �� ��
�
,
e a configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p63s.
Observe que o átomo de sódio tem um único elétron na última
camada. Este tipo de configuração é comum ao lítio, rubídio e césio.
Estes metais são denominados metais alcalinos, e suas propriedades
serão também discutidas na próxima aula.
c. Para o Ca, Z = 20. Logo, o átomo de cálcio tem 20 elétrons. O
diagrama de orbitais é:
1s
2s
2p
3s
3p
4s
��
��
�� �� ��
��
�� �� ��
��
,
e a configuração eletrônica é Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
Neste caso, há dois elétrons na camada mais externa do átomo. Este
tipo de configuração é comum aos metais alcalino-terrosos: berílio,
magnésio, cálcio, estrôncio e bário.
d. Para o Fe, Z = 26. Logo, há 26 elétrons no átomo de ferro.
O diagrama de orbitais é:
1s
2s
2p
3s
3p
4s
��
��
�� �� ��
��
�� �� ��
��
3d
��
�
�
�
�
,
e a configuração eletrônica é Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.
Diferentemente dos casos anteriores, a penúltima camada do átomo
é que contém os elétrons de maior energia. Este é uma caso típico
de configuração eletrônica dos metais de transição, que ocupam
boa parte da Tabela Periódica.
CEDERJ
77
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Estados excitados e formação de íons
No átomo normal, todos os elétrons são encontrados nos níveis de
energia mais baixos possíveis. Dizemos que o átomo está no seu estado
fundamental. Se o átomo absorver energia – seja na forma de luz ou por
colisão com outros átomos – alguns elétrons podem passar para níveis
de energia mais altos, ocupando orbitais mais energéticos. Dizemos que
o átomo encontra-se em um estado excitado.
Se a energia fornecida ao átomo for grande suficiente para arrancar
um ou mais elétrons, o átomo terá mais prótons que elétrons, ficando
carregado positivamente. É possível, também, que um átomo receba um
ou mais elétrons, ficando com mais elétrons do que prótons. Em ambas
as situações, a carga elétrica global do átomo não é mais nula. Os átomos
carregados positiva ou negativamente são denominados íons.
!
Um íon é uma espécie carregada que se forma quando um átomo perde ou
ganha elétrons. Um cátion é um íon com carga positiva, e um ânion é um
íon com carga negativa.
O sódio, por exemplo, quando perde seu elétron 3s (ver a
Atividade 2), forma o cátion Na+. O cloro, quando ganha um elétron,
forma o ânion Cl-.
A configuração eletrônica de um íon é obtida, a partir do átomo
neutro, pela adição e retirada de elétrons. A configuração do magnésio
(Mg), por exemplo, é Mg: 1s2 2s2 2p63s2. O íon Mg2+, obtido retirando-se
os dois elétrons 3s do átomo neutro, tem configuração eletrônica Mg2+:
1s2 2s2 2p6.
As espécies iônicas são muito importantes em Química e em
Biologia. Muitos processos vitais são controlados por íons. Um exemplo
importante é o equilíbrio entre os íons Na+ e K+ presentes nas células.
A diferença de concentração entre eles é responsável por manter o volume
celular, tornar células nervosas e musculares eletricamente excitáveis e
acionar o transporte de aminoácidos, entre outras coisas.
78
CEDERJ
AULA
5
ATIVIDADE
4.a. A configuração eletrônica de um certo átomo de magnésio (Z = 12) é
dada pelo quadro a seguir:
Camada
K
L
M
N
Nº de elétrons
2
8
1
1
O
O átomo está em seu estado fundamental? Justifique sua resposta.
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
4.b. Obtenha a configuração eletrônica do íon sulfeto (S-).
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
4.a. O primeiro passo é escrever a configuração eletrônica do Mg no
estado fundamental. Sendo Z = 12 (você obtém esta informação da
Tabela Periódica), temos 12 elétrons no átomo neutro. O diagrama
de orbitais do Mg neutro é:
1s
2s
2p
3s
��
��
�� �� ��
��
,
e a sua configuração eletrônica é Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2. Então o número
de elétrons em cada camada é dado pelo quadro a seguir:
Camada
K
L
M
Nº de elétrons
2
8
2
CEDERJ
79
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
Por comparação, vemos que a distribuição dada corresponde a um
estado excitado do átomo, em que um elétron passou de um orbital
da camada M para um orbital da camada N.
4.b. O átomo de enxofre neutro tem Z = 16 e configuração S: 1s2
2s2 2p6 3s2 3p4.
Esta configuração é obtida do seguinte diagrama de orbitais:
1s
2s
2p
3s
��
��
�� �� ��
��
3p
��
�
�
Observe os detalhes da distribuição: há dois elétrons desemparelhados na última subcamada ocupada (lembra do princípio da estruturação?). A adição de dois elétrons leva ao diagrama a seguir:
1s
2s
2p
3s
3p
��
��
�� �� ��
��
�� �� ��
Também leva à configuração S 2-: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Esta
configuração é idêntica à do gás nobre neônio (Ne), como você
mesmo pode verificar!
CONCLUSÃO
O modelo atômico de Schrödinger, ou modelo dos orbitais
atômicos, é o mais adequado para descrever a complexa estrutura da
eletrosfera do átomo. Embora baseado nas soluções de uma complexa
equação matemática, permite caracterizar os elétrons do átomo a partir
de quatro números quânticos e descrever como os elétrons se distribuem
na eletrosfera.
ATIVIDADE FINAL
1. A configuração eletrônica de um certo íon é dada por X+: 1s22s22p63s23p64p1
a. Calcule o tamanho da órbita do elétron mais externo se seguisse o modelo de
Bohr.
b. Identifique a espécie química X.
c. Indique se o íon está no seu estado fundamental ou em estado excitado.
80
CEDERJ
5
RESPOSTA COMENTADA
AULA
Para responder ao item “a”, você precisa apenas relembrar a fórmula
proposta por Bohr para o tamanho das órbitas eletrônicas. Veja que,
pelo modelo de Bohr, todos os elétrons pertencentes a uma mesma
camada estariam na mesma órbita e à mesma distância do núcleo.
O elétron mais externo do íon X+ está numa camada cujo n = 4.
Utilizando este valor de n na expressão das órbitas permitidas por
2
Bohr, obtemos rn = 4 a0 .
Z X+
Embora saibamos o valor de a0, não sabemos o número atômico da
espécie X+. Para descobrir, você precisa contar o número de elétrons
do átomo e lembrar que a espécie dada é um cátion, obtido pela
retirada de um elétron do átomo neutro X. Sendo o número de elétrons
contidos em X+ igual a 19, o átomo neutro (que tem o número de
elétrons igual ao número atômico) contém 20 elétrons. Logo, Z = 20.
Consultando a Tabela Periódica, você vai verificar que este é o número
atômico do cálcio (Ca), o que responde imediatamente ao item (b):
a espécie química é o Ca+.
Levando o valor de Z=20 na expressão de r n , obtemos
rn =
o
16a0
= 0, 75a0 = 0, 397 A .
20
Em seu estado fundamental, o Ca neutro tem a configuração eletrônica
(veja a Atividade 3) Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. O íon Ca+, em seu
estado fundamental, tem a configuração Ca+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.
A configuração fornecida indica que o elétron mais externo do íon foi
promovido do orbital 4s para um orbital 4p; trata-se, portanto, de uma
configuração correspondente a um estado excitado do íon.
RESUMO
A estrutura eletrônica dos átomos só pode ser compreendida à luz da mecânica
quântica. O elétron em um átomo é descrito por quatro números quânticos; e
não há, em um átomo, dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.
A configuração eletrônica é uma forma de identificar a distribuição dos elétrons
em torno do núcleo.
INFORMAÇÕES SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai aprender a analisar detalhadamente a Tabela Periódica
e descobrir como funciona a lei periódica dos elementos.
CEDERJ
81
objetivos
6
AULA
Propriedades periódicas
dos elementos
Metas da aula
Apresentar o conceito de periodicidade.
Localizar os metais, os não-metais, os metalóides e
os elementos de transição na Tabela Periódica.
Aplicar a Tabela Periódica em diferentes
determinações de propriedades dos elementos.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta
aula, você seja capaz de:
• Caracterizar um elemento por sua posição na
Tabela Periódica.
• Identificar se um elemento é, por sua
configuração eletrônica, representativo de
transição ou de transição interna.
• Comparar as principais propriedades periódicas entre
elementos do mesmo período e do mesmo grupo.
Pré-requisito
É essencial que você saiba escrever a
configuração eletrônica dos átomos; este
assunto foi abordado detalhadamente na
aula anterior.
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
INTRODUÇÃO
Várias propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente
em relação ao número atômico. O sódio, o potássio e o rubídio, por exemplo,
têm a mesma reatividade frente à água e a mesma facilidade em formar cátions
frente ao cloro. Este fato é conhecido como lei periódica. Nesta aula, você vai
aprender a origem desta lei e estudar as principais propriedades periódicas.
PERIODICIDADE E TABELA PERIÓDICA
Definição de periodicidade
As propriedades físicas e químicas de um elemento dependem da
distribuição de seus elétrons. Elementos com distribuições eletrônicas
semelhantes comportam-se de forma semelhante em termos de reatividade
e exibem propriedades físicas com um padrão perfeitamente definido.
Essas propriedades variam com o número atômico de forma periódica
(é a lei periódica).
Analise cuidadosamente as seguintes configurações eletrônicas:
Na: 1s2 2s2 2p6 3s
K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s
Rb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s
F: 1s2 2s2 2p5
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s2 3d10 4p5
Os três primeiros elementos têm um único elétron na camada mais
externa; os três últimos têm sete elétrons nesta camada.
Os elétrons da última subcamada ocupada de um átomo são os
elétrons de valência, e a camada que os contém é a camada de valência.
Elementos com o mesmo número de elétrons de valência têm propriedades
semelhantes. É o que acontece com Na, o K e o Rb: eles têm a mesma
reatividade frente ao cloro, por exemplo. Da mesma forma, o F, o Br e
o Cl comportam-se de forma semelhante ao reagir com o sódio.
84
CEDERJ
6
!
AULA
Periodicidade é a repetição das propriedades dos elementos. Ela deriva da
forma como os elétrons enchem os orbitais s, p, d e f. A Tabela Periódica é
a forma de arrumar os elementos de forma a exibir essa periodicidade (ou
lei periódica).
A primeira organização consistente da Tabela Periódica (TP) foi
proposta em 1869, por Dimitri Mendelev, embora existam várias versões
dela. Vamos utilizar a que consta neste livro (você já a utiliza desde a
Aula 3). Nela, cada elemento aparece em um pequeno quadrado que
contém o símbolo, o número atômico e a massa atômica do elemento,
como na Figura 6.1:
Figura 6.1: Representação de um elemento da Tabela Periódica.
Períodos e grupos
!
Período é o nome que se dá a cada linha da Tabela Periódica.
Grupo é o nome que se dá a cada coluna da Tabela Periódica.
Os períodos são numerados de 1 a 7, conforme o número da última
camada do elemento que é ocupada por elétrons. Um elemento do terceiro
período, por exemplo, tem elétrons até a camada n = 3 (camada N).
Os elementos ao longo de uma coluna pertencem ao mesmo grupo,
ou família química. Eles têm o mesmo número de elétrons de valência e,
conseqüentemente, propriedades físicas e químicas semelhantes.
!
Existem diversos sistemas em uso para numerar os grupos da Tabela Periódica.
No sistema recomendado pela IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry), as colunas são numeradas da esquerda para a direita, de 1 a 18.
Um sistema mais didático usa os números 1 a 8 e as letras A e B. É o que nós
vamos usar em nossa discussão.
Os elementos do grupo A são chamados representativos. O número
do grupo, que aparece no topo de cada coluna, indica o número de
elétrons de valência de cada membro do grupo. Nestes elementos, a
última camada ocupada é a mais externa.
CEDERJ
85
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
Exemplo: Os membros do grupo 3A são o boro (B), o alumínio
(Al), o gálio (Ga), o índio (In) e o titânio (Ti). Todos têm três elétrons
na camada de valência.
Os elementos do grupo B estão em três linhas de dez elementos,
no meio da Tabela Periódica; são chamados elementos de transição, ou
metais de transição. Muitos exibem propriedades químicas semelhantes,
não só nos grupos, mas também ao longo dos períodos. Isto se deve ao
fato de que os últimos elétrons dos átomos desses elementos ocupam
uma camada que não é a mais externa.
Exemplo: Nos elementos de transição do quarto período, os
orbitais 4s são preenchidos antes dos orbitais 3d. Assim, os últimos
elétrons não se encontram na camada mais externa (4s), mas sim na
imediatamente anterior a ela (3d).
Finalmente, os elementos de transição interna são os que
correspondem às duas fileiras na parte inferior da tabela. A primeira
fileira é a dos lantanídeos e a segunda, a dos actinídeos. Observe que, no
corpo principal da tabela, há uma lacuna entre os elementos lantânio (La)
e háfnio (Hf), e outra entre o actínio (Ac) e o Rutherfórdio (Rf). Essas
lacunas correspondem aos lantanídeos e aos actinídeos, respectivamente.
Nestes elementos, as duas últimas camadas começam a ser preenchidas
antes da antepenúltima. Nos lantanídeos, por exemplo, os últimos
elétrons ocupam a camada 4, embora a última camada seja a n = 6.
!
Alguns grupos da Tabela Periódica têm nomes especiais. Os elementos dos
grupo 1A são os metais alcalinos; os do grupo 2A são os metais alcalinoterrosos; os do grupo 7A são os halogênios, e os do grupo 8A são os gases
nobres. Estes últimos são assim nomeados devido a sua baixa reatividade.
86
CEDERJ
AULA
6
ATIVIDADE
1.a. Complete a tabela a seguir:
Elemento
Período
Cobalto (Co)
4
Grupo
Representativo?
Transição?
Transição
interna?
Não
Não
Sim
Iodo (I)
Prata (Ag)
1B
Selênio (Se)
Urânio (U)
1.b. As configurações eletrônicas de três elementos X, Y e Z são dadas a
seguir:
X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3
Y: 1s2 2s+ 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s
Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f
Identifique o elemento representativo, o de transição e o de transição
interna.
RESPOSTA COMENTADA
1.a. Para realizar esta atividade, você precisa consultar a Tabela
Periódica, localizar cada elemento e verificar a numeração do período
e do grupo correspondente. A tabela completa é a que segue:
Elemento
Período
Cobalto (Co)
Iodo (I)
Transição?
Transição
interna?
Não
Sim
Não
Sim
Não
Não
Grupo
Representativo?
4
8B
5
7A
Prata (Ag)
5
1B
Não
Sim
Não
Selênio (Se)
4
6A
Sim
Não
Não
Urânio (U)
7
actinídeos
Não
Não
Sim
1.b. Você precisa saber que em um elemento representativo, os
últimos elétrons ocupam a última camada; em um elemento de
transição, ocupam a penúltima; e em um de transição interna, a
antepenúltima.
No elemento X, o orbital 5s é preenchido antes dos orbitais 4d (pois
estes têm energia maior que aquele, de acordo com o diagrama
de Pauling, visto na aula anterior). Assim, os elétrons mais externos
não estão na última camada (n = 5), e sim na penúltima (n = 4).
Trata-se de um metal de transição.
CEDERJ
87
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
No elemento Y, a última camada (n = 6) é a mais externa. Trata-se
de um elemento representativo.
Finalmente, no elemento Z, a camada que contém os elétrons mais
energéticos (n = 4) é a antepenúltima. Trata-se de um elemento
de transição interna.
Metais, não-metais e metalóides
Várias propriedades dos elementos permitem que os classifiquemos em
metais, não-metais e metalóides. Você deve estar familiarizado com algumas
propriedades de metais e não-metais. Vamos listá-las na Tabela 6.1:
Tabela 6.1: Algumas propriedades de metais e não-metais
Propriedade
Metais
Não-metais
Brilho
Brilhantes
Opacos
Densidade
Alta
Baixa
Ponto de Fusão
Alto
Baixo
Condutividade elétrica
Alta
Baixa
Os metais se encontram à esquerda e no centro da Tabela Periódica.
Os não-metais pertencem aos grupos 5A, 6A, 7A e 8A. Entretanto, a
fronteira entre esses dois tipos de material não é nítida. Existem elementos
SEMICONDUTORES
que exibem propriedades dos metais e dos não-metais. Eles são chamados
Diz-se das substâncias
com resistividade
entre a de um
condutor e a de um
isolante, e que pode
variar segundo as
condições físicas a
que está submetida.
O computador que
você utiliza funciona
devido aos circuitos
integrados, como
os representados
na Figura 6.2. Eles
são dispositivos
eletrônicos
feitos à base de
semicondutores, como
o silício e o germânio.
metalóides, ou semimetais. O arsênio, por exemplo, pertence ao grupo
88
CEDERJ
5A, mas se comporta como metal frente ao oxigênio e ao flúor.
Uma propriedade muito importante dos metalóides é a sua
condutividade elétrica: ela não é tão alta como nos metais, nem tão
baixa como nos não-metais. São materiais ditos SEMICONDUTORES.
6
AULA
Figura 6.2: Um circuito integrado utilizado em microcomputadores contém silício
e germânio.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS
Vamos encerrar nossa aula ilustrando a lei periódica pela análise
de algumas propriedades importantes dos elementos. O estudo dessas
propriedades mostrará, também, as diferenças entre metais e não-metais.
Raio atômico
É impossível medir o tamanho exato de um átomo, pois ele não é
uma esfera maciça, como pensava Dalton. Lembre-se de que os elétrons
ocupam os orbitais atômicos (funções matemáticas que se espalham pelo
espaço). Embora haja regiões de maior probabilidade de o elétron ser
encontrado quando em um orbital, ele pode também estar localizado
em outras regiões.
Desta forma, a definição do tamanho do átomo é ambígua, e há
várias maneiras práticas de determinar essa grandeza. Uma delas, e muito
usada, é definir o raio atômico tomando-se a metade da distância entre
os núcleos dos átomos adjacentes em um composto. A Figura 6.3 ilustra
o procedimento usando a molécula de cloro.
CEDERJ
89
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
d = RCl
Cl
Cl
Figura 6.3: A distância (d) entre os átomos de Cl permite obter o raio do cloro.
!
Observa-se na Tabela Periódica que o raio atômico:
• diminui ao longo de um período;
• aumenta ao longo de um grupo.
Acompanhe essa tendência pelo gráfico ilustrativo apresentado na
Figura 6.4. Você pode verificar por ele que os metais mais à esquerda e
mais abaixo na Tabela Periódica devem ter os maiores raios atômicos
e que os não-metais da parte superior da tabela têm os menores raios
atômicos.
Figura 6.4: Variação do raio atômico com o número atômico.
90
CEDERJ
AULA
6
Energia de ionização
A energia de ionização (EI) de um elemento X é a energia necessária
para remover o elétron mais fracamente ligado ao átomo, em fase gasosa
do elemento. O processo pode ser representado pela seguinte equação:
X(g) → X+(g) + e–
A energia de ionização mostra o quão fácil é remover o elétron mais
fracamente ligado ao átomo. O tamanho do átomo afeta a intensidade
da atração entre os elétrons de valência e o núcleo do átomo. Se o raio
atômico aumenta, os elétrons de valência ficam mais fracamente ligados;
o contrário ocorre se o raio atômico diminui.
!
Observa-se que, ao longo da Tabela Periódica, a energia de ionização:
• aumenta ao longo de um período;
• diminui ao longo de um grupo.
Essas observações corroboram o que foi dito anteriormente.
Os metais têm, em geral, energia de ionização menor que os não-metais. Os
gases nobres, devido à sua estabilidade, têm energia de ionização muito
alta. Você pode acompanhar essas informações por meio do gráfico
apresentado na Figura 6.5, que indica como a energia de ionização varia
em relação ao número atômico.
Figura 6.5: Variação da energia de ionização com o número atômico.
CEDERJ
91
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
Afinidade ao elétron
A afinidade ao elétron (AE) de um elemento X é a energia liberada
quando um elétron é adicionado a um átomo neutro do elemento em fase
gasosa. O processo pode ser representado pela seguinte equação:
X(g) + e– → X–(g)
Alguns elementos, como os gases nobres, não têm afinidade a
elétrons adicionais.
!
Observa-se que, ao longo da Tabela Periódica, a afinidade ao elétron:
• aumenta ao longo de um período (à medida que o raio diminui);
• diminui ao longo de um grupo (à medida que o raio atômico aumenta).
A afinidade ao elétron dos metais é baixa, e a dos não-metais é
alta. Isto indica, também, que os metais têm maior facilidade em perder
elétrons, e os não-metais em ganhar.
ATIVIDADE
2. Dos elementos rubídio (Rb), lítio (Li), cloro (Cl) e iodo (I), qual tem
a. maior e menor raio atômico?
b. maior e menor energia de ionização?
c. maior e menor afinidade eletrônica?
RESPOSTA COMENTADA
Você precisa conhecer as tendências de cada propriedade em
crescer ou diminuir ao longo da Tabela Periódica. Precisa também
verificar a posição relativa de cada elemento na Tabela para realizar
corretamente esta atividade.
O Cs e o Li estão no mesmo grupo, na extrema esquerda da
TP (são metais do grupo 1A, ou metais alcalinos); já o Cl e o I
também estão no mesmo grupo, mas na extrema direita (são
do grupo 7A, ou halogênios). Por outro lado, o Li e o F estão no
mesmo período (correspondendo a n = 2), bem como o Rb e o I
(correspondendo a n = 5).
92
CEDERJ
6
AULA
O raio atômico diminui ao longo de um período e aumenta em um
grupo; então, o elemento de maior raio é o Rb, e o de menor é o F.
A energia de ionização aumenta ao longo de um período e diminui
ao longo de um grupo. Logo, o elemento de maior energia de
ionização é o F, e o de menor é o Rb. A afinidade ao elétron aumenta
ao longo de um período e diminui ao longo de um grupo. Logo, o
elemento de maior afinidade eletrônica é o F, e o de menor é o Li.
OS ELEMENTOS NECESSÁRIOS À VIDA
Os organismos vivos, como todos os corpos presentes na Terra,
são compostos de átomos dos elementos que ocorrem na natureza.
Entretanto, dos elementos conhecidos, somente 25 parecem ser essenciais
à vida. A lista desses elementos essenciais é apresentada na Tabela 6.2,
a seguir:
Tabela 6.2: Os 25 elementos essenciais à vida
Elemento
Símbolo
Elemento
Símbolo
Elemento
Símbolo
Arsênio
As
Flúor
F
Nitrogênio
N
Boro
B
Fósforo
P
Oxigênio
O
Cálcio
Ca
Ferro
Fe
Níquel
Ni
Carbono
C
Hidrogênio
H
Potássio
K
Cloro
CL
Iodo
I
Selênio
Se
Cromo
Cr
Magnésio
Mg
Silício
Si
Cobalto
Co
Manganês
Mn
Sódio
Na
Cobre
Cu
Molibdênio
Mo
Zinco
Zn
Enxofre
S
Os elementos mais abundantes nos organismos vivos são o carbono,
o hidrogênio, o nitrogênio e o oxigênio. Eles formam 99,3% dos átomos
de seu corpo, enquanto os 21 elementos restantes correspondem a apenas
0,7%. Apesar de entrarem em proporção tão pequena, eles realizam
uma série de funções críticas para a vida. A ausência de qualquer desses
elementos no organismo pode levar a doenças e até mesmo à morte.
CEDERJ
93
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
CONCLUSÃO
A semelhança entre as propriedades físicas e químicas de alguns
elementos não é casual; ela deriva da semelhança que ocorre na camada
de valência desses elementos. A Tabela Periódica mostra de forma
condensada e sistemática como os elementos se arrumam segundo a
semelhança de suas propriedades.
ATIVIDADE FINAL
a) Identifique os seguintes elementos:
(i) grupo 2A, período 5
(ii) grupo 4B, período 4
(iii) grupo 7A, período 2
(iv) grupo 2A, período 2
Quais desses quatro elementos têm propriedades químicas semelhantes?
b) Arrume os seguintes elementos, do mais metálico para o menos metálico:
(i) S, Cl, Si e Pd
(ii) Sn, Rb, Ag e Pd
c) Para cada um dos pares, diga qual elemento tem o maior raio atômico, a maior
energia de ionização e a maior afinidade eletrônica:
(i) Ca e Se
(ii) S e Se
(iii) Ca e Sr
RESPOSTA COMENTADA
a. Para realizar esta atividade, você só precisa consultar a TP. Nela, os
elementos estão arrumados por grupos (numerados na parte de cima),
que correspondem às colunas da tabela; e por períodos (numerados na
parte lateral), que correspondem às linhas da tabela. Cada elemento
fica caracterizado pela posição que ocupa em uma linha e em uma
coluna da tabela.
(i) O elemento que está no grupo 2A, período 5 é o estrôncio (Sr).
Trata-se de um metal alcalino-terroso.
(ii) O elemento que está no grupo 4B, período 4 é o cromo (Cr). É
um metal de transição.
94
CEDERJ
6
(iii) O elemento que está no grupo 7A, período 2 é o flúor (F). É um
AULA
halogênio.
(iv) O elemento que está no grupo 2A, período 2 é o berílio (Be). É
um metal alcalino-terroso.
Elementos no mesmo grupo têm propriedades semelhantes. Dos dados
no problema, os que pertencem ao mesmo grupo são o Sr e Be.
b. Você precisa saber que um elemento tem tão mais caráter metálico
quanto mais à esquerda estiver na Tabela Periódica. Uma consulta vai
mostrar, então, que a ordem será:
(i) Pd > Si > S > Cl
(ii) Rb > Pd > Ag > Sn
Ou seja, o paládio (Pd) é o de maior caráter metálico entre os elementos
listados no item (i) e o rubídio, entre os do item (ii).
c. Para resolver esta questão, verifique se os elementos de cada par estão
no mesmo período ou no mesmo grupo. Sabemos que o raio atômico
(R) diminui ao logo de um período e aumenta ao longo de um grupo.
A energia de ionização (EI) e a afinidade ao elétron (AE) aumentam ao
longo de um período e diminuem ao longo de um grupo.
Os elementos deste par (i) estão no mesmo período (n = 4). Os dos
pares (ii) e (iii) nos mesmos períodos (6A e 2A, respectivamente).
Podemos montar a seguinte tabela:
Par
R
El
AE
(i)
Ca > Se
Se > Ca
Se > Ca
(ii)
Se > S
S > Se
S > Se
(iii)
Sr > Ca
Ca > Sr
Ca > Sr
CEDERJ
95
Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos
RESUMO
As propriedades periódicas dos elementos estão intimamente relacionadas aos
elétrons de valência. A Tabela Periódica exibe essa periodicidade. Nela, dividimos
os elementos em metais, não-metais e metalóides. O raio atômico dos elementos
diminui ao longo de um período e aumenta ao longo de um grupo na tabela. Já
a energia de ionização e a afinidade eletrônica têm comportamento oposto.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai estudar o primeiro tipo de ligação química entre os
átomos: a ligação iônica.
96
CEDERJ
objetivos
7
AULA
Combinações entre átomos:
a ligação iônica
Metas da aula
Definir os tipos de ligação química entre os átomos.
Enunciar a regra do octeto e o seu significado.
Representar o símbolo de Lewis de átomo.
Descrever a ligação iônica.
Relacionar o tamanho de um íon com o do átomo neutro que o originou.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta
aula, você seja capaz de:
• Reconhecer se uma ligação química é iônica,
covalente ou metálica.
• Escrever o símbolo de Lewis de um elemento
através de informações da Tabela Periódica
ou da configuração eletrônica.
• Representar a formação de um composto iônico
utilizando os símbolos de Lewis.
• Comparar o tamanho relativo de átomos e íons.
Pré-requisitos
Você precisa dos conceitos ensinados na
Aula 6 (especialmente o de elétrons de
valência) para compreender esta aula.
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
INTRODUÇÃO
Nas aulas anteriores, você aprendeu a descrever a estrutura eletrônica e as
propriedades de átomos e íons. Se os átomos ou íons são fortemente atraídos
uns pelos outros, dizemos que existe uma ligação química entre eles. Nesta
aula, você vai aprender a distinguir os tipos de ligação e conhecer a regra do
octeto, uma regra básica para a formação da ligação química. Ela será usada
para compreender o primeiro tipo de ligação que vamos estudar em nosso
curso: a ligação iônica.
TIPOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA
As propriedades das substâncias são determinadas, em grande
parte, pelas ligações químicas que mantêm os átomos unidos. O açúcar
(sacarose, C12H22O10) e o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl), por
exemplo, são compostos totalmente diferentes. O que dá características
tão marcantemente distintas a esses compostos é o tipo de ligação entre
os átomos. As ligações entre os átomos de carbono, oxigênio e hidrogênio
na sacarose têm um caráter totalmente diverso daquelas entre os átomos
de cloro e de sódio no NaCl.
O açúcar, por exemplo, tem baixo ponto de fusão; o sal de cozinha,
alto. Se você colocar uma solução de açúcar entre dois eletrodos e
tentar passar uma corrente, como mostrado na Figura 7.1, verá que a
solução é má condutora elétrica; por outro lado, se a solução contiver
sal de cozinha, a corrente flui com facilidade!
Bateria
e-
Ânodo
e-
Cátodo
Figura 7.1: Se a solução dentro do recipiente contiver açúcar, a corrente elétrica não
passa; se contiver sal, ela passa com facilidade.
98
CEDERJ
7
Existem três tipos gerais de ligação química:
AULA
a. ligação iônica – é o resultado da ação de fortes forças
eletrostáticas entre íons de carga oposta. Os íons podem ser
formados a partir dos átomos neutros, pela transferência de
elétrons de um átomo para outro. Este tipo de ligação ocorre
normalmente entre os metais mais à esquerda e os não-metais
mais à direita da Tabela Periódica;
b. ligação covalente – é o resultado do compartilhamento de um ou
mais pares de elétrons entre dois átomos. Ocorre normalmente
entre os não-metais;
c. ligação metálica – é a ligação encontrada nos metais, como no
ferro, no cobre ou no alumínio. Neste tipo de ligação, cada
átomo se liga a muitos outros átomos vizinhos. Os elétrons
de ligação são relativamente livres para mover-se através da
estrutura tridimensional do metal.
ATIVIDADE
1. Determine o tipo de ligação entre os pares de elementos a seguir:
a. carbono e oxigênio
b. carbono e cloro
c. magnésio e bromo
d. magnésio e magnésio
e. enxofre e enxofre
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Para resolver o exercício desta atividade, você precisa reconhecer se
os elementos listados são metais ou não-metais. O estudo da Tabela
Periódica (feito na Aula 6) permite que você identifique os elementos
da seguinte forma:
• metais: magnésio;
• não-metais: carbono, oxigênio, cloro, bromo e enxofre.
Sabemos também que a ligação iônica se dá entre um metal e um
não-metal; a covalente, entre não-metais; a metálica, entre metais.
Então a resposta do exercício é:
a. ligação covalente
b. ligação covalente
c. ligação iônica
d. ligação metálica
e. ligação covalente
CEDERJ
99
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
SÍMBOLOS DE LEWIS
Os elétrons envolvidos nas ligações químicas são os elétrons
de valência (lembre-se da Aula 6!), aqueles que estão na camada mais
externa do átomo. O americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) sugeriu
uma forma simples de representar os elétrons de valência de um átomo
e de acompanhá-los durante a formação da ligação química. Esta
representação é conhecida como símbolo de Lewis, ou diagrama de
pontos de Lewis.
!
Símbolo de Lewis de um elemento = símbolo químico do elemento + um
ponto para cada elétron de valência.
A disposição dos elétrons em torno do símbolo de elemento é
tal que:
• cada elétron ocupa um dos quatro lados do símbolo;
• se houver mais de quatro elétrons, preenche-se inicialmente os
quatro lados com um elétron; os elétrons restantes entram a
seguir, formando pares com cada um dos quatro primeiros.
Será que este conceito ficou claro? Vamos trabalhar alguns
exemplos para verificar se você compreendeu o que foi dito.
Exemplo 1: Escrever o símbolo de Lewis para o fósforo (P)
Solução: consultando a Tabela Periódica, você pode verificar que
o fósforo pertence ao grupo 5A. Logo, ele tem cinco elétrons de valência
(ele é um elemento representativo, como você aprendeu na aula anterior!).
Colocamos cada um dos quatro primeiros elétrons em cada um dos lados
do símbolo P; o último elétron fica emparelhado com qualquer um dos
quatro primeiros. O resultado é:
Obs.: Qualquer um dos diagramas mostrado está correto!
Exemplo 2: Escrever o símbolo de Lewis do enxofre (S), que tem a
seguinte configuração eletrônica:
S: 1s22s22p63s23p4
100 C E D E R J
7
Solução: neste caso, podemos determinar o número de elétrons
AULA
de valência diretamente da configuração eletrônica do elemento. Vemos
pela configuração dada que a última camada ocupada (n = 3) é também
a mais externa (o enxofre é um elemento representativo). Esta camada
tem seis elétrons ao todo. Logo, este é o número de elétrons de valência.
O símbolo de Lewis para o enxofre é:
Obs.: Ou qualquer representação com dois pares de elétrons emparelhados e
dois desemparelhados, colocados nos quatro lados do símbolo.
ATIVIDADE
2. Escreva o símbolo de Lewis do sódio (Na), do cloro (Cl), do carbono
(C) e do neônio (Ne):
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Para resolver este exercício, você precisa consultar a Tabela Periódica e
verificar o grupo em que cada elemento se encontra. Se o elemento for
representativo, o número do grupo a que ele pertence indica o número
de elétrons de valência.
O Na pertence ao grupo 1A, o Cl ao grupo 7A, o C ao grupo 4A e o
Ne, por sua vez, ao grupo 8A. Todos são elementos representativos.
Portanto, o número de elétrons de valência de cada um é o número do
grupo a que pertence (Na = 1, Cl = 7, C = 4 e Ne = 8). Os símbolos
de Lewis desses elementos são:
No caso do Na, o elétron pode ser colocado em qualquer um dos lados
do símbolo químico; da mesma forma, você pode trocar a posição do
elétron solitário no cloro com qualquer par, resultando em quatro formas
equivalentes de representação.
Para o C e o Ne, só há uma forma de arrumar os elétrons. Observe as
regras para a representação de um símbolo de Lewis e verifique que,
no caso do C, cada elétron deve entrar em um dos lados do símbolo
do átomo. O Ne, por sua vez, possui oito elétrons de valência, que só
podem ser arrumados como quatro pares de elétrons, um par em cada
lado do símbolo.
C E D E R J 101
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
A REGRA DO OCTETO
Se você observar a configuração eletrônica dos elementos do grupo
8A (os gases nobres), verá que eles têm oito elétrons de valência. A baixa
reatividade destes elementos foi atribuída a essa configuração eletrônica
especial da camada de valência. Esta idéia tornou-se muito importante
quando os cientistas observaram que as combinações químicas entre
átomos dos elementos representativos se davam de forma que cada
átomo, ao final da combinação, atingia a configuração de valência de
um gás nobre. Estas observações levaram G.N. Lewis e outros cientistas
a formular a regra do octeto.
!
Regra do octeto: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons
até que tenham oito elétrons de valência. No caso do hidrogênio, cuja camada
de valência é n = 1, o “octeto” fica completo com dois elétrons.
Um octeto de elétrons consiste em subcamadas s e p completas de
um átomo. Em termos dos símbolos de Lewis, um octeto é representado
por quatro pares de elétrons em torno do átomo, tal como no neônio
que você descreveu na Atividade 2.
Há muitas exceções à regra do octeto, em particular aos elementos
mais pesados, nos quais existem elétrons d e f na subcamada incompleta
mais externa. Entretanto, a regra é útil para predizer os resultados de
combinações entre os elementos mais leves (até cerca de Z = 22).
A LIGAÇÃO IÔNICA
Os elementos podem atingir um octeto estável pela transferência
de elétrons de um átomo para outro. Isso faz com que os átomos neutros
se transformem em íons. A força de atração entre íons de carga oposta
é chamada ligação iônica.
A ligação iônica ocorre entre elementos de baixa energia de ionização
(ou seja, com facilidade de perder elétrons) e entre elementos de
grande afinidade eletrônica (ou seja, com tendência muito acentuada
de receber elétrons). Em outras palavras, ela ocorre preferencialmente
entre os metais mais à esquerda e os não-metais mais à direita da
Tabela Periódica.
102 C E D E R J
7
Podemos esperar que os elementos com poucos elétrons de valência
AULA
(em particular os metais dos grupos 1A, 2A e 3A) percam elétrons quando
reagem com elementos que tenham quase oito elétrons de valência (como
os não-metais dos grupos 6A e 7A). Os íons formados nessa transferência
são atraídos uns pelos outros porque cargas opostas se atraem. Esta
atração entre os íons é a ligação iônica.
O sódio metálico, por exemplo, reage vigorosamente com o gás
cloro, formando o cloreto de sódio. Nesta reação, um elétron é transferido
do átomo de sódio para o átomo de cloro, com formação dos íons Na+
e Cl-. As configurações eletrônicas dos átomos de Na e de Cl são: Na:
1s2 2s2 2p6 3s; e Cl: 1s2 2s2 2p5.
Os símbolos de Lewis para o Na e o Cl são:
(Veja a Atividade 2!) Então o processo de transferência de um
elétron do Na para o Cl se representa por:
Veja que cada íon tem o seu octeto completo (O íon Na+ ficou
com oito elétrons na camada n = 2 e nenhum elétron na camada
n = 3!). Observe também que o símbolo de Lewis de um íon é escrito
entre colchetes, com a carga do íon também indicada.
A atração entre os íons positivos e negativos leva a um aglomerado
tridimensional ordenado, chamado rede cristalina. O aglomerado total
de íons é um composto iônico. A atração eletrostática entre os íons Na+
e Cl-, por exemplo, faz surgir o composto iônico NaCl.
Observe a Figura 7.2! Nela você pode verificar que, na rede
cristalina do NaCl, cada íon Na+ é rodeado por seis íons Cl-, e cada íon
Cl- por seis íons Na+. Assim, há um íon Na+ para cada íon Cl- e o cristal
de NaCl é eletricamente neutro.
C E D E R J 103
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
Figura 7.2: Rede cristalina do NaCl. Cada íon é rodeado por seis íons de carga oposta.
!
A razão entre os íons em uma rede cristalina de um composto iônico é tal
que o composto, como um todo, é eletricamente neutro. A fórmula de um
composto iônico traduz esta proporção entre íons positivos e negativos. No
composto MgCl2, por exemplo, a rede cristalina é tal que a proporção entre
os íons Mg2+ e Cl- é de 1:2.
Em geral, os compostos iônicos são formados por metais e
não-metais. Se os elementos envolvidos são representativos, você pode
predizer o número de elétrons que eles podem ganhar ou perder, bastando
saber a posição do elemento na Tabela Periódica. A Tabela 7.1 lista os
íons comuns dos elementos representativos.
Tabela 7.1: Íons comuns dos elementos representativos
Grupo
104 C E D E R J
1A
2A
3ª
5A
6ª
7A
Li+
Be2+
Al3+
N3-
O2-
F-
Na+
Mg2+
P3-
S2-
Cl-
K+
Ca2+
Se2-
Br -
Rb+
Sr2+
Te2-
I-
Cs+
Ba2+
AULA
7
Vamos ver se ficou claro? Acompanhe o exemplo a seguir:
Exemplo 3: Com base na Tabela 7.1, explicar a formação do íon N3-.
Solução: O N pertence ao grupo 5A. Logo, tem cinco elétrons
de valência. Ele pode completar seu octeto se ganhar três elétrons. Esta
transferência leva à formação do ânion N3-.
ATIVIDADE
3.a. Como seria representada a formação do MgCl2 pelos símbolos de
Lewis?
3.b. Explicar a formação dos íons S2- e Al3+.
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
__________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
3.a. Você pode consultar a Tabela Periódica para verificar que o Mg
pertence ao grupo 2A; é um elemento representativo de modo que
tem dois elétrons na camada de valência. Para o cloro, você já dispõe
das informações necessárias no texto. Os símbolos de Lewis de cada
elemento são:
O átomo de Mg precisa perder dois elétrons para ter seu octeto
completo. O átomo de Cl só pode receber um elétron. Logo, a formação
do MgCl2 se dará pela transferência dos dois elétrons do Mg, um para
cada átomo de Cl, segundo o esquema:
3.b. Para resolver este exercício, você deve inicialmente consultar a
Tabela 7.1. Os dados desta tabela indicam que o enxofre (S) pertence
ao grupo 6A, tendo seis elétrons de valência; logo, ele pode completar
o seu octeto ganhando 2 elétrons, o que leva ao ânion S2-. O alumínio
(Al), por sua vez, pertence ao grupo 3A, tendo três elétrons de valência;
ao perdê-los, forma-se o cátion Al3+.
C E D E R J 105
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
A formação dos íons de metais de transição é mais difícil de se
prever, pois nestes elementos pode-se retirar elétrons não só da subcamada
mais externa, como também daquela de maior n. É por esta razão que
alguns elementos podem formar mais de um íon. A Tabela 7.2 lista alguns
dos íons formados pelos metais de transição mais comuns.
Tabela 7.2: Íons dos metais de transição mais comuns
Metal
Íon
Metal
Íon
Metal
Íon
Cádmio
Cd2+
Cromo
Cr2+, Cr3+
Mercúrio
Hg22+ , Hg2+
Chumbo
Pb2+, Pb4+
Estanho
Sn2+, Sn4+
Níquel
Ni2+
Cobalto
Co2+, Co3+
Ferro
Fe2+, Fe3+
Prata
Ag+
Cobre
Cu+, Cu2+
Manganês
Mn2+, Mn3+
Zinco
Zn2+
TAMANHO DOS ÍONS
Quando elétrons são acrescentados ou retirados de um átomo
neutro, o íon formado tem seu tamanho modificado. O tamanho de um
íon depende:
• da carga do núcleo;
• do número de elétrons do íon;
• dos orbitais em que os elétrons mais externos se encontram.
É mais interessante comparar o tamanho do íon em relação ao
átomo neutro que deu origem a ele. Observe a Figura 7.3: ela ilustra o
que ocorre em um átomo quando se retiram ou se adicionam elétrons.
A formação de um cátion implica a retirada de um ou mais elétrons
de orbitais mais afastados do núcleo. Isso diminui a repulsão entre os
elétrons restantes e aumenta a atração deles pelo núcleo.
O oposto é verdadeiro para os íons negativos: quando elétrons
são adicionados para formar um ânion, o aumento da repulsão entre
eles faz com que se espalhem mais no átomo.
106 C E D E R J
7
-e
b)
+e
AULA
a)
Figura 7.3: (a) A retirada de elétrons faz o átomo diminuir; (b) a adição de elétrons
faz o átomo aumentar.
Finalmente, devemos considerar o tamanho de íons de mesma
carga e de mesma família química (ou grupo da Tabela Periódica). Tal
como o raio atômico cresce ao longo de um grupo, o tamanho do íon
deve acompanhar essa tendência, pois cada elemento de uma mesma
família tem elétrons mais externos em camadas com n crescentemente
maior. Os íons gerados terão a mesma carga, mas seu tamanho cresce
ao longo do grupo.
!
Vamos resumir estas idéias da seguinte forma:
• cátions são menores do que os átomos neutros que os originaram;
• ânions são maiores que os átomos neutros que os originaram;
• os íons de uma mesma família têm a mesma carga e aumentam de tamanho
ao longo de seu grupo na Tabela Periódica.
Acompanhe o exemplo a seguir para verificar se ficou tudo claro.
Exemplo 5: Arranje os átomos e íons em ordem decrescente de
tamanho: Na+, K+ e K.
Solução: Sabemos que os cátions são menores que os átomos
neutros de origem. Logo, K > K+. O Na+ e o K+ são íons de elementos
do mesmo grupo, com o potássio no período n = 4 e o sódio com n = 3.
Logo K+ > Na+. Então o ordenamento final é:
K > K+ > Na+
C E D E R J 107
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
ATIVIDADE
4. Ordene as espécies a seguir em ordem crescente de tamanho:
S2-, O2-, O
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Consultando a Tabela Periódica, você vai verificar que o S e o O
pertencem ao mesmo grupo. Sabendo que um ânion é maior que
o átomo neutro, então S < S2-. Entre os átomos neutros de O e de S,
temos que O < S. Então o ordenamento é:
O < S < S2-
CONCLUSÃO
Os átomos combinam-se entre si devido a forças atrativas que
levam à formação de ligações químicas entre eles. Uma forma de
combinação é dada pela transferência de elétrons de um átomo com
baixa energia de ionização para outro com grande afinidade eletrônica.
Este processo leva à formação de redes cristalinas formadas por íons,
definindo um composto iônico.
ATIVIDADE FINAL
Considere os átomos de Ga e I:
a. Que tipo de ligação se espera entre eles? Justifique sua resposta.
b. Qual é o símbolo de Lewis de cada um destes elementos?
c. Qual é o símbolo de Lewis do composto formado entre eles?
d. Qual dos dois íons é maior? Justifique sua resposta.
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
108 C E D E R J
7
RESPOSTA COMENTADA
AULA
Em primeiro lugar, você deve verificar a posição dos elementos considerados
na Tabela Periódica. O Ga pertence ao grupo 3A; e o I, ao grupo 7A. Ambos
são elementos representativos. O Ga é um metal e o I um não-metal. Com
estas informações, podemos responder às questões propostas.
a. Como o Ga é um metal e o I um não-metal, espera-se uma ligação iônica
entre eles.
b. O Ga tem três elétrons de valência, e o I tem sete. Assim, os símbolos de
Lewis para cada elemento são:
c. O Ga ganhará a configuração do octeto se perder seus três elétrons
externos; o I precisa receber um elétron para formar o octeto. Desta forma,
o Ga cede um elétron para cada átomo de I (em um total de três), formando
o composto iônico GaI3. Neste composto, a proporção entre os átomos é de
um de Ga para três de I.
A representação do processo, usando os símbolos de Lewis, é:
d. Para responder a esta pergunta, você deve inicialmente pensar na tendência
de crescimento do raio atômico dos elementos neutros na Tabela Periódica
(veja a aula anterior!). O Ga está no quarto período (n = 4) da Tabela; o I,
no quinto, e mais à direita que o Ga. Logo, pela tendência de crescimento
do raio atômico, o I é maior que o Ga. Ao formar os íons, o Ga diminui ao
passar para Ga3+, e o I aumenta ao passar para I-. Desta forma, o I- é menor
que o Ga3+.
RESUMO
Os elétrons de valência são os responsáveis pela formação das ligações químicas,
que podem ser iônicas, covalente ou metálica. Na ligação covalente, há a
transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro, até que cada
átomo complete seu octeto. Os íons formados têm seus tamanhos alterados em
relação aos átomos neutros.
C E D E R J 109
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai estudar a ligação covalente, aquela em que os elétrons
são compartilhados entre os átomos.
110 C E D E R J
objetivos
AULA
Combinações entre átomos:
a ligação covalente
8
Meta da
da aula
Metas
Descrever a formação da ligação covalente.
Caracterizar um composto covalente.
Desenhar o diagrama de pontos e o diagrama de ligações para um
composto covalente formado pelos elementos representativos.
Definir eletronegatividade e definir as tendências da
eletronegatividade ao longo da tabela periódica.
Diferenciar uma ligação polar de uma ligação apolar.
Esperamos que, após o estudo do
conteúdo desta aula, você seja capaz de:
• Construir os diagramas de pontos e de
ligações para combinações covalentes
entre átomos.
• Ordenar as ligações em ordem crescente
de polaridade.
Pré-requisitos
Você precisa saber representar os símbolos de
Lewis dos elementos e a regra do octeto para compreender o conteúdo desta aula. Estes assuntos
foram tratados na Aula 7. Você deverá rever também energia de ionização e afinidade eletrônica,
apresentados ao final da Aula 6.
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente
INTRODUÇÃO
Já vimos que as substâncias iônicas possuem várias propriedades características, tais como alto ponto de fusão e alta condutividade elétrica. A maioria das
substâncias não possui as características dos compostos iônicos. À temperatura
ambiente, as substâncias são líquidas ou gasosas; se sólidas, têm baixo ponto
de fusão. Para descrevê-las e explicar as suas propriedades, precisamos de outro
modelo de ligação química, que você vai aprender na aula de hoje.
A LIGAÇÃO COVALENTE
Átomos que têm atração semelhante por elétrons não podem unirse por ligações iônicas. Neste caso, os seus octetos ficam completos por
compartilhamento de elétrons, formando uma ligação covalente.
!
Uma ligação covalente surge quando dois núcleos atraem os mesmos elétrons,
geralmente arrumados em pares.
Figura 8.1: Em uma ligação covalente, dois núcleos atraem os mesmos elétrons.
Quando dois ou mais átomos compartilham elétrons através de
ligações covalentes, a unidade resultante é uma molécula. Os compostos
covalentes são formados por moléculas que, por sua vez, são formadas
por átomos unidos por ligações covalentes.
Os elementos não-metálicos formam normalmente ligações
covalentes. Alguns destes elementos existem na Natureza com dois
átomos unidos por uma ligação covalente. As moléculas assim formadas
são ditas moléculas diatômicas. Vamos estudar mais detalhadamente
duas delas: a molécula de Cl2 e a molécula de H2.
!
Elementos que existem como moléculas diatômicas à temperatura ambiente
são:
112 C E D E R J
Hidrogênio (H2)
Flúor (F2)
Nitrogênio (N2)
Cloro (Cl2)
Oxigênio (O2)
Bromo (Br2)
Iodo (I2)
8
Cada átomo de cloro tem sete elétrons de valência (confira!) e
AULA
precisa de mais um para completar o seu octeto. O símbolo de Lewis
do cloro mostra que existe um elétron desemparelhado na camada de
valência (confira novamente!). Ao compartilhar um par de elétrons,
formado por cada um dos elétrons desemparelhados, cada átomo de
cloro adquire o seu octeto.
De forma semelhante, cada átomo de hidrogênio tem um elétron
na sua camada de valência. O compartilhamento de um par de elétrons,
cada um proveniente de um dos dois átomos de H, permite que cada
átomo complete a sua camada de valência com dois elétrons.
O diagrama de pontos representativo dessas combinações está
ilustrado na Figura 8.2. Nela incluímos também o diagrama de ligações,
em que cada par compartilhado é representado por um traço unindo
os dois átomos; este traço simboliza uma ligação simples (ou ligação de
um par de elétrons).
Figura 8.2: Diagrama de pontos e diagrama de ligações para as combinações entre
dois átomos de cloro e dois átomos de hidrogênio.
Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são ditas homonucleares.
É possível que dois átomos diferentes formem ligações covalentes. Moléculas
diatômicas formadas por átomos distintos são ditas heteronucleares.
A molécula de fluoreto de hidrogênio (HF), por exemplo, é formada pela
ligação covalente entre o H e o F, como ilustrado na Figura 8.3.
Figura 8.3: Diagrama de pontos e diagrama de ligações para as combinações
entre um átomo de flúor e um átomo de hidrogênio.
C E D E R J 113
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente
ATIVIDADE
1. Construa o diagrama de pontos e o de ligações para as moléculas de
F2 e de HCl:
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Para resolver o exercício desta atividade, você precisa inicialmente
escrever os símbolos de Lewis do flúor e do hidrogênio e do cloro:
O flúor pode completar seu octeto compartilhando um par de elétrons com outro átomo de flúor; da mesma forma, o hidrogênio e
o cloro completam seus octetos se ambos compartilharem um par
de elétrons.
Os diagramas de pontos e de ligações são dados a seguir:
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Freqüentemente, um octeto estável de elétrons só pode ser atingido se mais de um par de elétrons for compartilhado entre dois átomos.
Dizemos que há uma ligação múltipla entre os átomos. Dependendo do
número de pares de elétrons compartilhados (NPE), teremos os seguintes
tipos de ligação:
114 C E D E R J
Símbolo
Simples
–
2
Dupla
=
3
Tripla
=
8
Tipo de ligação
1
AULA
NPE
Nada melhor do que observar na prática como as ligações ocorrem. Para tal, você verá exemplos de quatro moléculas.
Exemplo 1: A molécula de O2
O oxigênio pertence ao grupo 6A, tendo seis elétrons na camada
de valência. O símbolo de Lewis para o átomo de oxigênio é:
Obs: Todas estas representações são equivalentes!
A combinação de dois átomos de oxigênio forma um octeto estável
se dois pares de elétrons forem compartilhados:
Na molécula de O2, há uma ligação dupla entre os átomos de
oxigênio. Observe que cada átomo fica rodeado por oito elétrons, sendo
que quatro deles (dois pares) são comuns aos dois átomos.
Exemplo 2: A molécula de CO2
O carbono pertence ao grupo 4A, tem, portanto, quatro elétrons
de valência. Só há uma forma de construir o símbolo de Lewis para este
elemento:
Ele pode completar seu octeto formando duas ligações duplas,
uma com cada átomo de oxigênio. O diagrama de pontos e de ligações
da formação do CO2 é:
C E D E R J 115
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente
Exemplo 3: A molécula de N2
O nitrogênio pertence ao grupo 5A e tem cinco elétrons de valência. Seu diagrama de Lewis é:
Obs: Todas estas representações são equivalentes!
A combinação de dois átomos de N se dá pelo compartilhamento
de três pares de elétrons, levando à formação de uma ligação tripla.
O diagrama de pontos e de ligações é:
Observe como cada átomo compartilha três pares de elétrons,
completando o seu octeto!
Exemplo 4: A molécula de H2O
Já sabemos os símbolos de Lewis para o oxigênio e o hidrogênio:
Observe que o octeto do oxigênio pode ser completado se este
átomo compartilhar dois pares de elétrons; cada par terá um elétron vindo
dele e o outro de um átomo de hidrogênio. Haverá, então, a formação
de duas ligações simples O-H:
!
É importante observar que o diagrama de pontos não indica a forma de
uma molécula. Se você observar as representações para o CO2 e para a H2O,
verá que não pode inferir delas a geometria de cada uma destas espécies.
Este assunto será tratado futuramente.
116 C E D E R J
2. Escrever os diagramas de pontos e os de ligação para os compostos
covalentes formados entre:
a) nitrogênio e hidrogênio
b) carbono e enxofre
c) carbono e flúor
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você deve proceder da mesma forma que na Atividade 1, escrevendo inicialmente os símbolos de Lewis dos elementos que vão
combinar-se e completando os seus octetos por compartilhamento
de elétrons.
a) Os símbolos de Lewis para o nitrogênio (grupo 5A) e hidrogênio
(grupo 1A) são:
Observe que qualquer das representações para cada um dos dois
elementos é válida.
Para completar o seu octeto, o N precisa formar três pares de
elétrons, compartilhando-os com os átomos de H. Como o H só
pode ter um par de elétrons em sua camada de valência, o octeto
do N só pode ser completado se três H formarem ligações simples
com o átomo de N, formando a amônia, NH3.
O diagrama de pontos e de ligações é:
b) Os símbolos de Lewis do C (grupo 4A) e do Br (grupo 7A) são:
C E D E R J 117
AULA
8
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente
Para o carbono completar o seu octeto, precisa formar quatro
pares de elétrons com átomos de Br. Como cada átomo de Br
precisa compartilhar apenas um par de elétrons para ter seu octeto
completo, o C deve ligar-se a quatro átomos de Br, formando o CBr4
(tetrabromometano):
c) Os símbolos de Lewis para o C (grupo 4A) e o S (grupo 6A) são:
Para completar seu octeto, o C precisa compartilhar quatro pares
de elétrons e o S, dois. Assim, um átomo de carbono pode unir-se
a dois átomos de enxofre por ligações duplas, segundo o esquema
a seguir (idêntico ao da formação do CO2):
ÍONS POLIATÔMICOS
Um íon poliatômico é um grupo de átomos unidos por ligações
covalentes e que tem uma carga elétrica. Eles são estáveis o suficiente
para que o grupo, como um todo, participe da maioria das reações
químicas sem fragmentar-se. Algumas vezes esses íons são formados,
a partir de moléculas, pela retirada ou ganho de um ou mais elétrons
nestas moléculas. Alguns exemplos de íons poliatômicos são listados na
Tabela 8.1 a seguir:
Tabela 8.1: Alguns íons poliatômicos
Nome comum
do íon
Fórmula
Nome comum
do íon
Fórmula
Amônio
NH4+
Nitrito
NO2-
Acetato
C2H3O-2
CO 2-
Oxalato
C2O42MnO -
Carbonato
118 C E D E R J
3
Permanganato
4
hidrogenofosfato
Dicromato
Cr2O72OH-
Sulfato
ClONO -
Hidrogenossulfito
SO32HSO -
Tiossulfato
S2O32-
Hidroxila
Hipoclorito
Nitrato
3
Sulfito
8
Clorato
ClO4-
Fosfato
O2-2
PO -3
AULA
Peróxido
Cianeto
HCO3CN-
Bicarbonato
4
HPO42SO 24
3
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Eletronegatividade
Quando uma ligação covalente acontece entre dois átomos
iguais, é fácil imaginar que os dois elétrons sejam atraídos com a mesma
intensidade por cada um dos núcleos dos átomos formadores da ligação.
Isso é o que acontece, por exemplo, nas moléculas de F2 ou de H2. E
quando os átomos são diferentes? Neste caso, é possível (e este quase
sempre é o caso) que um dos átomos tenha uma tendência maior em atrair
elétrons do que o outro. Então, o par (ou pares) de elétrons deve estar
deslocado na direção do átomo com maior tendência em atrair elétrons.
!
Eletronegatividade é a habilidade que um átomo tem em atrair elétrons.
Representa-se a eletronegatividade de um elemento pela letra
grega χ (lê-se ki). Um átomo é tanto mais eletronegativo quanto maior
for sua tendência em atrair elétrons. A eletronegatividade de um átomo
depende:
• de sua energia de ionização;
• de sua afinidade eletrônica.
Se a energia de ionização é alta, o átomo tem dificuldade em
perder elétrons; se a afinidade eletrônica é alta, ele tem facilidade em
ganhar elétrons.
!
Podemos concluir que átomos com alta energia de ionização e alta afinidade
eletrônica são muito eletronegativos.
C E D E R J 119
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente
Na Tabela Periódica, a eletronegatividade:
• aumenta ao longo de um período (da esquerda para a direita);
• aumenta ao longo de um grupo (de baixo para cima).
Então, devemos esperar que o flúor seja o elemento mais eletronegativo; e o césio, o menos eletronegativo.
!
Fique atento, pois alguns metais de transição não obedecem a essa regra!
Foram criadas várias escalas para estimar a eletronegatividade
dos átomos. A mais antiga e mais usada foi proposta por Linus Pauling.
Os valores de eletronegatividade de alguns elementos, na escala de
Pauling, são dados na Tabela 8.2 a seguir:
Tabela 8.2: Escala de Pauling de eletronegatividade (χ) de alguns elementos
Átomo
χ
Átomo
χ
Átomo
χ
Átomo
χ
Átomo
χ
H
2,1
Be
1,6
Co
1,9
C
2,5
F
4,0
Li
1,0
Mg
1,2
Cu
1,9
N
3,0
Cl
3,0
Na
0,9
Ca
1,0
Fe
1,8
O
3,5
Br
2,8
K
0,8
Sr
1,0
Cr
1,6
S
2,5
I
2,5
Cs
0,7
Ba
0,9
Zn
1,6
Se
2,4
At
2,2
Polaridade das ligações e eletronegatividade
A forma como os pares de elétrons são compartilhados entre os
átomos determina a polaridade de uma ligação. Em uma ligação apolar,
os elétrons são igualmente compartilhados pelos átomos que formam
a ligação. Em uma ligação polar, um dos átomos exerce uma atração
maior pelos pares de elétrons do que o outro átomo.
!
Da definição de eletronegatividade, você pode concluir que:
a) ligações covalentes apolares ocorrem entre átomos de mesma eletronegatividade;
b) ligações covalentes polares ocorrem entre átomos de eletronegatividade
diferente.
120 C E D E R J
8
É a diferença de eletronegatividade, representada por ∆χ (lê-se
AULA
delta ki), que determina a polaridade de uma ligação entre dois átomos.
Se os átomos que formam a ligação têm a mesma eletronegatividade (ou
seja, se ∆χ = 0), a ligação é covalente apolar. Neste caso, os pares de
elétrons envolvidos na ligação são igualmente compartilhados entre os
dois núcleos dos átomos. É o caso das ligações entre dois átomos iguais,
como as existentes nas moléculas diatômicas homonucleares.
No extremo oposto estão as ligações onde ∆χ é tão grande que
um dos átomos desloca completamente os elétrons de ligação para si.
É o caso das ligações iônicas. A maioria das ligações está entre estes dois
limites, sendo covalentes polares. Você pode visualizar o efeito de ∆χ na
polaridade de uma ligação pelo quadro a seguir:
ligação polar
ligação apolar
ligação iônica
polaridade cresce
∆χ= 0
∆χ grande
∆χ cresce
Vamos considerar, por exemplo, as polaridades das ligações
existentes nas moléculas de F2, HF e LiF. O quadro abaixo indica o tipo
de ligação formada, se é covalente apolar (CA), covalente polar (CP)
ou iônica (IO):
Molécula
F2
HF
LiF
∆χ
0
1,9
3,0
Tipo de ligação
CA
CP
IO
Um valor de ∆χ >2,0 é indício de uma ligação fortemente polar
ou iônica.
ATIVIDADE
3. Ordene as ligações a seguir por ordem decrescente de polaridade:
a) H-F; H-Cl; H-Br; H-I
b) Li-H; Na-H; K-H; Rb-H
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
C E D E R J 121
Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente
________________________________________________________________
________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você pode resolver os exercícios dessa atividade consultando a
Tabela 8.2 e calculando ∆χ para cada par de átomos envolvidos
na ligação. No entanto, se você observar melhor, verá que as ligações
do item (a) são todas entre H e um halogênio. Sabemos quem para
um mesmo grupo, a eletronegatividade diminui ao longo do grupo
(de cima para baixo). Então, o ordenamento fica:
H–F > H–Cl > H–Br > H–I
No item (b), novamente o H está ligado a elementos do mesmo
grupo (os metais alcalinos). Entretanto, ao contrário do item (a), ele
é o elemento mais eletronegativo. Então, o ordenamento será:
Rb–H > K–H > Na–H > Li–H.
CONCLUSÃO
Nesta aula, você aprendeu uma nova forma pela qual os
átomos podem se combinar. Este tipo de ligação, em que os átomos
compartilham elétrons, responde pela formação de maior parte das
moléculas conhecidas.
ATIVIDADE FINAL
O íon ClO- foi listado na Tabela 8.1:
a) obtenha o diagrama de pontos e o de ligações deste íon;
b) a substituição do Cl pelo I levaria a uma espécie mais polar? Justifique a sua
resposta.
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
122 C E D E R J
8
RESPOSTA COMENTADA
AULA
a) Inicialmente, você deve verificar que não se trata de uma espécie
neutra e sim de um íon com carga total igual a -1. Os símbolos de
Lewis do Cl e do O são conhecidos:
e
Para completar seu octeto, o átomo de Cl precisa compartilhar apenas
um par de elétrons com o O, resultando numa ligação simples.
O oxigênio neutro precisa de dois pares de elétrons. Entretanto, há um
elétron adicional que, entrando no átomo de O, completa seu octeto.
Assim, o diagrama de pontos e de ligações será:
ou
b) O I está abaixo do Cl na Tabela Periódica (ambos são do mesmo
grupo). Portanto, sua eletronegatividade é menor e a ligação I-O deve
ser mais polar, já que a diferença de eletronegatividade (∆χ) aumenta
se substituirmos o Cl pelo I na ligação com o oxigênio.
RESUMO
As ligações covalentes são formadas entre átomos que compartilham um ou mais
pares de elétrons. Elas ocorrem normalmente entre os não-metais. Dependendo
da diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos nas ligações, elas
podem ser polares ou apolares.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Você vai aprender, na próxima aula, a sistematizar a representação do diagrama
de ligações, obtendo a estrutura de Lewis de um composto.
C E D E R J 123
objetivo
AULA
Estruturas de Lewis: Parte I
9
Metas da aula
Enunciar as regras para escrever a estrutura
de Lewis de um composto; discutir exemplos de
obtenção das estruturas de Lewis de compostos
formados por elementos representativos.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula,
você seja capaz de:
• Escrever a estrutura de Lewis de compostos neutros
ou de íons formados por elementos representativos.
Pré-requisitos
Tudo que você aprendeu sobre símbolos de
Lewis dos elementos e diagramas de pontos
e de ligações é essencial para a compreensão
desta aula. Reveja rapidamente as Aulas 7 e 8
antes de começar a ver este novo conteúdo.
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte l
INTRODUÇÃO
Na aula anterior, você aprendeu a representar o diagrama de pontos e de
ligações entre um grupo de átomos. A combinação dessas duas representações
é uma estrutura de Lewis. Nesta aula, você vai aprender a representar a estrutura
de Lewis de compostos formados por elementos representativos.
ESTRUTURAS DE LEWIS
A estrutura de Lewis é a representação que combina os símbolos
de Lewis dos átomos formadores de um composto com o diagrama de
ligações entre seus átomos.
As estruturas de Lewis são úteis na compreensão da ligação
química de muitos compostos. São freqüentemente usadas para discutir
as propriedades das moléculas. As estruturas finais obtidas nos exemplos
e exercícios da aula anterior são estruturas de Lewis, mas é importante
que você aprenda a escrevê-las de forma sistemática. Esta é uma tarefa
que você deve esforçar-se em fazer!
!
Nesta aula, vamos considerar apenas os casos em que o composto é formado por átomos de
elementos representativos da Tabela Periódica. Verifique na Aula 6 quais são os elementos
representativos e onde eles estão localizados.
REGRAS PARA REPRESENTAR A ESTRUTURA DE LEWIS DE
UM COMPOSTO
“Mas como eu faço para representar a estrutura?” Para responder
a esta pergunta, vamos demonstrar os procedimentos necessários. Siga os
seguintes passos para escrever a estrutura de Lewis de um composto:
1. Conte os elétrons de valência de todos os átomos formadores
do composto. Para isso, use, se necessário, a Tabela Periódica.
Para um ânion, adicione um elétron para cada carga negativa.
Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva.
Não se preocupe em saber de onde vem cada elétron contado;
somente o número total é importante.
2. Escreva os símbolos dos átomos para saber que átomos estão
ligados, e una-os por ligações simples (uma linha, que representa
126 CEDERJ
9
um par de elétrons). As fórmulas químicas são geralmente
AULA
escritas na ordem em que os átomos estão ligados na molécula
ou no íon. Quando um átomo central tem um grupo de átomos
ligados a ele, é representado primeiro na fórmula química.
3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque quaisquer elétrons restantes no átomo central, mesmo
que, ao fazê-lo, ele fique com mais do que o octeto.
5. Se não existirem elétrons suficientes para completar o octeto
do átomo central, tente ligações duplas ou triplas entre este e
os seus vizinhos. Use um ou mais pares de elétrons dos átomos
ligados ao átomo central para formar essas ligações.
EXEMPLOS DE REPRESENTAÇÃO
Vamos aplicar esse procedimento em alguns exemplos ilustrativos.
Acompanhe atentamente o desenvolvimento das etapas e os comentários
pertinentes.
Exemplo 1: representar a estrutura de Lewis do tricloreto de fósforo,
PCl3.
• Primeiro passo: vamos somar os elétrons de valência de todos
os átomos formadores do PCl3. Consultando a Tabela Periódica,
vemos que o P pertence ao grupo 5A, e o Cl ao grupo 7A. Ambos
são elementos representativos e têm cinco e sete elétrons de
valência, respectivamente. Então, o número total de elétrons
de valência é 5 + (3 × 7) = 26.
• Segundo passo: vamos arrumar os átomos de forma a mostrar
as ligações entre eles. Quase sempre existe mais de uma maneira
pela qual os átomos podem ser arrumados para formar um
composto. Em compostos com dois elementos, o primeiro
elemento listado na fórmula química é geralmente envolvido
pelos átomos restantes. Isto é particularmente verdadeiro em
CEDERJ 127
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte l
compostos do tipo ABn, em que A é o átomo central. No caso
do PCl3, o P é o átomo central, estando ligado a três átomos
de Cl. Começamos, então, com um esqueleto de estrutura, que
mostra as ligações simples entre o P e os átomos de Cl:
!
Não é crucial colocar os átomos como no arranjo mostrado. As estruturas de Lewis não
são desenhadas para mostrar a geometria da molécula. É importante apenas que você
mostre quais átomos estão ligados o quê!
• Terceiro passo: vamos completar os octetos de todos os átomos
ligados ao átomo central. É importante lembrar que cada ligação
simples indica existir um par de elétrons compartilhados entre
dois átomos. Ao completar os octetos dos átomos de Cl, temos
um total de vinte e quatro elétrons:
• Quarto passo: colocamos os átomos restantes no átomo central.
A intenção aqui é completar seu octeto. Nesta etapa, é possível
que o octeto do átomo central seja ultrapassado, ou que não se
consiga completá-lo. Não é o caso, porém, do P no PCl3:
Esta estrutura deu ao P um octeto (lembre-se de que cada par de
elétrons na ligação é compartilhado também pelo P). Então, paremos
por aqui. A representação obtida é a estrutura de Lewis do PCl3. Vamos
praticar?
128 CEDERJ
1.a. Quantos elétrons de valência devem aparecer na estrutura do CHCl3?
1.b. Represente a estrutura de Lewis do CHCl3 (o átomo de C é o átomo
central).
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___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
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___________________________________________________________________
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_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
1.a. Para resolver esta atividade, você pode consultar diretamente
a Tabela Periódica. Os átomos formadores da molécula de CHCl3
pertencem aos grupos 4A (C), 1A (H) e 7A (Cl). Todos são elementos
representativos. Assim, o número de elétrons de valência de cada átomo
é de 4 (para o C), 1 (para o H) e 7 (para o Cl). Uma vez que a molécula
contém um átomo de C, um átomo de H e três átomos de Cl, o número
de elétrons de valência da molécula é de 4 + 1 + (3 × 7) = 26.
1.b. A primeira etapa para a representação da estrutura de Lewis do
CHCl3 já foi cumprida no item anterior. Sendo o C o átomo central,
vamos agora fazer um esboço da estrutura, unindo a ele os demais
átomos formadores da molécula por ligações simples:
A seguir, vamos completar os octetos dos átomos unidos ao átomo
central. Você deve lembrar que em cada ligação simples há um par
de elétrons compartilhados entre dois átomos. Observe que o “octeto”
do H já está completo, pois a ligação simples C-H já permite ao H ter
dois elétrons na sua camada de valência. Teremos então o diagrama
a seguir:
CEDERJ 129
AULA
9
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte l
Após completar os octetos dos átomos ligados ao C, você pode verificar
que não sobram elétrons (os 26 foram utilizados). Entretanto, o octeto
do átomo central também está completo, pois as quatro ligações simples
permitiram que o C ficasse com oito elétrons ao seu redor (provenientes
dos quatro pares de elétrons compartilhados com os átomos ligados
a ele). Logo, a estrutura representada anteriormente é a estrutura de
Lewis do CHCl3.
Exemplo 2: representar a estrutura de Lewis do HCN.
Solução:
• Primeiro passo: o número de elétrons de valência de cada átomo
é H = 1, C = 4 e N = 5 (Confira.). O número total de elétrons
de valência é 10.
• Segundo passo: as arrumações possíveis dos átomos unidos por
ligações simples para formar o HCN são:
Entretanto, como o átomo de H só pode acomodar dois elétrons,
é possível formar somente uma ligação simples (isto descarta a última
arrumação). A fórmula química, tal como escrita, indica que devemos
escolher a primeira arrumação:
• Terceiro passo: as duas ligações simples contêm quatro elétrons.
Completando o octeto do N, vemos que os dez elétrons de
valência foram consumidos:
• Quarto e quinto passos: precisamos de quatro elétrons para
completar o octeto do C. Eles só podem vir de dois pares de
elétrons do N:
130 CEDERJ
9
• Isto indica que C e N devem compartilhar três pares de elétrons,
AULA
formando uma ligação tripla. A estrutura de Lewis do HCN é,
então:
ATIVIDADE
2. Represente a estrutura de Lewis do acetileno (C2H2 ):
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você já sabe que cada átomo de C tem quatro elétrons de valência, e
cada átomo de H, dois. Então, o número total de elétrons de valência
do C2H2 é (2 × 4) + (2 × 1) = 10. Um esquema de estrutura pode ser
obtido ligando-se os átomos por ligações simples:
Observe que não há outro esquema, pois cada H só pode formar uma
ligação simples com qualquer átomo. Os “octetos” dos átomos de H já
estão completos. SE tentarmos completar o octeto de um dos átomos
de C, o outro fica incompleto:
O problema é resolvido quando os dois pares de elétrons forem
compartihados pelos átomos de C, levando à formação de uma
ligação tripla:
A última representação é a estrutura de Lewis do C2H2.
CEDERJ 131
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte l
Exemplo 3: representar a estrutura de Lewis do íon NO+.
• Primeiro passo: o N tem cinco elétrons de valência, e o O, seis.
O número total de elétrons de valência do NO é 11. Entretanto,
por se tratar do cátion NO+, de carga +1, devemos retirar um
elétron. Ficam, então, dez elétrons de valência no total.
• Segundo passo: por se tratar de uma espécie química diatômica,
só há uma forma de ligar os dois átomos por uma ligação
simples:
• Terceiro, quarto e quinto passos: qualquer um pode ser
considerado o átomo central. Ao tentar completar o octeto
de qualquer dos dois átomos, vemos que não conseguimos
completar o octeto do outro:
Deve haver uma ligação dupla ou tripla entre os dois átomos.
Tentando uma dupla, vemos que não conseguimos, novamente, completar
o octeto de um deles:
Então, eles se ligam por uma ligação tripla:
Veja que, no caso de íons, a estrutura de Lewis é representada
entre colchetes.
132 CEDERJ
3. Representar a estrutura de Lewis do íon PO43-:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Como nas atividades anteriores, você tem de começar contando os
elétrons de valência dos átomos formadores do PO43-. O fósforo e
o oxigênio pertencem aos grupos 5A e 6A, respectivamente. Então,
cada átomo de P contém cinco elétrons de valência; e cada átomo de
O, seis. O número total de elétrons de valência do PO4 neutro é 5 +
(4 × 6) = 29. Entretanto, o ânion PO43- tem mais três elétrons que a
espécie neutra que lhe dá origem. Logo, para este íon, o número total
de elétrons é 32.
A seguir, você deve desenhar o esqueleto da estrutura, ligando o átomo
central (P) aos átomos de O por ligações simples:
O próximo passo é completar o octeto dos átomos de O:
Observe que, ao terminar de completar os octetos dos átomos de O, a
estrutura está pronta, pois o P já tem seu octeto completo. É conveniente
colocar esta estrutura entre colchetes e assinalar a carga do íon:
Esta é a estrutura de Lewis do PO43-.
CEDERJ 133
AULA
9
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte l
CONCLUSÃO
As estruturas de Lewis são representações convenientes das características fundamentais de ligações entre os átomos. Por meio delas,
podemos determinar como o octeto de cada átomo pode ser completado
pela formação de ligações simples, duplas ou triplas entre eles.
ATIVIDADE FINAL
As moléculas de CH4, NH3 e H2O são isoeletrônicas (têm o mesmo número de
elétrons), mas têm estruturas e propriedades totalmente distintas. Represente as
estruturas de Lewis dessas moléculas:
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Embora este exercício seja, de certa forma, mais simples que alguns que
você resolveu nas atividades anteriores, ele tem grande importância, que será
comentada durante sua resolução.
Como você já sabe, o número de elétrons de valência de cada átomo leva a
concluir que estas moléculas não só têm o mesmo número total de elétrons,
como também o mesmo número de elétrons de valência (são isoeletrônicas
na camada de valência). Todas têm oito elétrons de valência, e o esqueleto
de estruturas de Lewis (considerando apenas ligações simples com o átomo
central) é:
134 CEDERJ
9
Os “octetos” dos átomos de H já estão completos em todas as estruturas. O
AULA
octeto do C (no CH4) também está completo. Colocando os elétrons restantes
sobre o N e o O, ficamos com as estruturas finais a seguir:
O ponto importante – e este é um comentário relevante que deve ser feito –
é que as formas dessas três moléculas são completamente diferentes: o
metano é tetraédrico, a amônia é piramidal e á água é plana e angular. Você
não pode visualizar a forma das moléculas por meio das estruturas de Lewis,
mas elas são o ponto de partida para fazê-lo. Esse assunto será abordado
detalhadamente nas Aulas 11 e 12.
RESUMO
Para representar a estrutura de Lewis de um composto formado por elementos
representativos, conte o número total de elétrons de valência dos átomos
formadores do composto e distribua-os entre os átomos, de forma a completar,
quando possível, os seus octetos. Você não vai visualizar a forma espacial do
composto, mas terá noção de como os átomos se ligam para formá-lo.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, vamos estender a representação das estruturas de Lewis a sistemas
mais complexos, nos quais o átomo central tem excesso ou falta de elétrons para
completar o octeto, e para o caso em que mais de uma estrutura é compatível
com a formação de ligações no composto.
CEDERJ 135
objetivos
10
AULA
Estruturas de Lewis: Parte II
Metas da aula
Determinar a carga formal e número de
oxidação de cada átomo em um composto;
definir o conceito de estruturas de
ressonância de um composto; analisar os
casos em que a regra do octeto não pode ser
aplicada com sucesso.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula,
você seja capaz de:
• Calcular as cargas formais e os números de oxidação
dos átomos formadores de um composto.
• Representar as estruturas de ressonância
de um composto.
• Identificar quando um átomo terá seu octeto
ultrapassado (ou quando não poderá ser completado).
• Representar as estruturas de Lewis de compostos
que não obedecem à regra do octeto.
Pré-requisitos
Você precisa saber as regras para
a representação das estruturas
de Lewis (este conhecimento foi
adquirido na Aula 9); o conceito de
eletronegatividade, discutido na
Aula 8, também é essencial.
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
INTRODUÇÃO
Na aula anterior, você aprendeu a representar a estrutura de Lewis de
compostos. Os exemplos apresentados eram de casos simples, nos quais as
regras funcionam sem maiores complicações. Nesta aula, vamos trabalhar com
algumas situações um pouco mais complicadas. Nos exemplos que vamos
apresentar, é preciso aplicar as regras ensinadas na aula anterior com alguns
cuidados adicionais (ou até mesmo reconhecer que elas não são válidas!).
CARGA FORMAL E NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Em alguns compostos, é possível desenhar mais de uma estrutura
de Lewis compatível com a regra do octeto. Vamos exemplificar a
situação com a molécula de CO2, cuja estrutura de Lewis foi estudada
no Exemplo 2 da aula anterior:
Se você refletir um pouco mais, verá que existe uma outra estrutura
que também satisfaz a regra do octeto:
Na estrutura I, o carbono forma duas ligações duplas com os
átomos de oxigênio. Na estrutura II, há uma ligação simples com um
dos átomos, e uma tripla com o outro. Qual das duas estruturas é a
mais adequada?
Uma forma de determinar a estrutura mais adequada de um
conjunto de estruturas plausíveis é a análise da carga formal sobre cada
átomo, em cada estrutura de Lewis.
!
A carga formal de um átomo em uma molécula é a carga que o átomo teria
se todos os átomos da molécula tivessem a mesma eletronegatividade.
Em outras palavras, a carga formal é a carga que o átomo teria em
um composto caso suas ligações fossem consideradas covalentes apolares.
Para calcular a carga formal de qualquer átomo em uma estrutura
de Lewis, contamos os elétrons de cada átomo, na estrutura considerada,
da seguinte forma:
138 C E D E R J
10
• todos os elétrons não compartilhados ficam no átomo em
AULA
que se encontram. Vamos chamar o número desses elétrons
de NENC;
• metade do número de elétrons compartilhados (NEC) em cada
ligação é marcada em cada átomo que forma a ligação.
O número desses elétrons para cada átomo é NEC/2.
Então, o número total de elétrons em um átomo, em uma dada
estrutura, é contado como NENC + NEC/2.
A carga formal (CF) de um átomo é igual ao número de elétrons de
valência do átomo isolado (NEV), menos o número de elétrons contados
no átomo na estrutura de Lewis considerada, conforme a equação:
CF = NEV – (NENC + NEC/2)
Vamos acompanhar o exemplo a seguir para ver se ficou tudo claro.
Exemplo: Determinar as cargas formais do C e do N no íon CN.
Solução: A estrutura de Lewis do íon CN- é dada por:
!
Verifique se a estrutura está correta.
O quadro a seguir vai indicar a contagem dos elétrons em cada
átomo para o cálculo da carga formal:
Átomo
NEV
NENC
NEC/2
CF
C
4
2
6/2 = 3
4 - (2 + 3) = -1
N
5
2
6/2 = 3
5 - (2 + 3) = 0
Observe que a soma das cargas formais é igual à carga do íon.
Isto é sempre verdadeiro, em qualquer situação, quer a molécula seja
neutra ou carregada.
Vamos praticar?
C E D E R J 139
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
ATIVIDADE
1. Determine a carga formal sobre os átomos do íon ClO-:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Para resolver este exercício, você precisa primeiramente escrever a
estrutura de Lewis do ClO-. Use as regras que você aprendeu na
aula anterior. A estrutura é:
Em seguida, você deve identificar o NENC e o NEC em cada átomo
para contar o número de elétrons no átomo considerado. Lembre-se de
dividir NEC por dois (NEC/2). A seguir, você deve montar a tabela que
vai permitir obter a carga formal (CF) sobre cada átomo:
Átomo
NEV
NENC
NEC/2
CF
Cl
7
6
2/2 = 1
7 - (6 + 1) = 0
O
6
6
2/2 = 3
6 - (6 + 1) = -1
Observe que a soma das cargas formais é igual à carga do ânion
ClO-, e que a carga mais negativa está no átomo mais eletronegativo.
Vamos voltar agora ao caso do CO2, visto na primeira parte desta
aula. O cálculo das cargas formais sobre cada átomo (nas estruturas I e II)
está resumido no quadro a seguir. Acompanhe atentamente os números
mostrados e confirme se estão corretos.
140 C E D E R J
10
I
II
Átomo
O
C
O
O
C
O
NEV
6
4
6
6
4
6
NENC
4
0
4
6
0
2
NEC/2
2
4
2
1
4
6
CF
0
0
0
-1
0
+1
AULA
Estrutura
Observe que, em ambas as estruturas, a soma das cargas formais
é zero, pois o CO2 é uma molécula neutra.
Para decidir qual das possíveis estruturas de Lewis é a mais
plausível, a regra geral é escolher aquela em que:
1. os átomos possuem as menores cargas formais em módulo;
2. quaisquer cargas negativas estejam nos átomos mais
eletronegativos.
Das duas estruturas, a de menor carga formal em módulo é a
estrutura I. Além disso, na estrutura II, há uma carga positiva sobre
um dos átomos de O, elemento mais eletronegativo que o C. Portanto,
a estrutura mais adequada é a estrutura I.
!
Isso está coerente com o fato, observado experimentalmente, de serem iguais
os comprimentos das duas ligações C-O. A estrutura II não é coerente com
esta observação, já que nela as ligações C-O são diferentes.
A carga formal sobre um átomo é diferente do número de oxidação
do átomo no composto.
!
Número de oxidação (NOX) de um átomo é a carga que ele teria em um
composto se suas ligações fossem consideradas completamente iônicas.
Para determinar o NOX de um átomo, subtraímos do número
de elétrons de valência do átomo (NEV) o número de elétrons sobre o
átomo. Lembre-se de que eles são contados a partir da restrição de que
C E D E R J 141
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
todos os elétrons compartilhados entre dois átomos vão para o átomo
mais eletronegativo. Chamando este número de NET, temos que:
NOX = NEV - NET
A molécula de HF, por exemplo, tem a seguinte estrutura de Lewis:
Para determinarmos o número de oxidação de cada átomo, o par
de elétrons da ligação H-F deve ser contado no átomo de flúor. Logo,
não ficam elétrons sobre o átomo de H, e o átomo de F fica com oito
elétrons. O quadro a seguir mostra o valor do número de oxidação em
cada átomo do HF:
Átomo
NEV
NENC
NOX
H
1
0
+1
Cl
7
8
-1
Observe que, tal como nas cargas formais, a soma dos números
de oxidação é igual à carga total da molécula.
O conhecimento dos números de oxidação é essencial para
o estudo das reações de oxirredução, que você verá em breve no
nosso curso.
!
Note que nem as cargas formais nem os números de oxidação dão o valor real
da carga sobre um átomo. Eles refletem duas situações extremas: a de átomos
ligados por ligações covalentes apolares e a dos mesmos átomos ligados por
ligações puramente iônicas. Em um modelo mais realista, a carga real sobre
cada um dos átomos em um ligação polar tem um valor intermediário entre
o da carga formal e a do número de oxidação.
142 C E D E R J
2. Determine a carga formal e o número de oxidação de cada átomo nas
seguintes moléculas e íons: Cl2, H2O, NO3-.
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Tal como no exercício anterior, a primeira etapa consiste em escrever
a estrutura de Lewis para cada molécula usando as regras que você
aprendeu na aula anterior:
Obs.: Há três maneiras equivalentes de escrever a estrutura de Lewis
do NO3-. A representação listada é uma delas; as outras são obtidas
trocando-se a posição da ligação dupla N=O. Você saberá mais sobre este
assunto logo a seguir.
A próxima etapa é contar o número de elétrons em cada átomo.
Para obter a carga formal, some o NENC do átomo com metade do
NEC entre ele e os demais átomos a que ele estiver ligado. Para obter
o número de oxidação, transfira inicialmente os pares de elétrons
compartilhados entre dois átomos para o mais eletronegativo; depois,
conte o que ficou sobre cada átomo (NET).
C E D E R J 143
AULA
10
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
Vamos montar duas tabelas: uma para o cálculo da CF, e outra
para o cálculo do NOX.
Tabela para o cálculo das cargas formais
Molécula
Cl
H2O
NO3-
Átomos
Cl
Cl
O
H-
-H
N
O-
-O
NEV
7
7
6
1
1
5
6
6
6
NENC
6
6
4
0
0
0
6
6
4
NEC
2
2
4
2
2
8
2
2
4
NEC ÷ 2
1
1
2
1
1
4
1
1
2
CF
0
0
0
0
0
+1
-1
-1
0
O
Tabela para o cálculo dos números de oxidação
Molécula
Cl
H2O
NO3-
Átomos
Cl
Cl
O
H-
-H
N
O-
-O
NEV
7
7
6
1
1
5
6
6
6
O
NET
7
7
8
0
0
0
8
8
8
NOX
0
0
-2
+1
+1
+5
-2
-2
-2
Observe que, no caso da molécula de Cl2 – cuja ligação é apolar –, não
há como transferir elétrons para o átomo mais eletronegativo, visando à
determinação do número de oxidação. Neste caso, esse conceito perde
o sentido. Compare os valores das cargas formais com os dos números
de oxidação para as outras espécies e verifique como são diferentes.
Lembre-se de como cada uma dessas grandezas é definida e comprove a
coerência dos resultados obtidos!
144 C E D E R J
AULA
10
ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
Você aprendeu que a molécula de CO2 pode ser representada
por duas estruturas, mas que uma delas é mais adequada do que outra.
Existem situações importantes em que o arranjo dos átomos não pode
ser descrito somente por uma única estrutura e que, além disso, todas as
estruturas compatíveis com a regra do octeto são igualmente plausíveis.
Neste caso, dizemos que há R E S S O N Â N C I A entre tais estruturas.
RESSONÂNCIA
Estruturas de
Lewis equivalentes
são denominadas
estruturas de
ressonância.
O primeiro exemplo importante é o do ozônio (O3). Duas
estruturas de Lewis são possíveis e satisfazem à regra do octeto (você
dever conferir se as estruturas estão corretas!):
As duas estruturas são rigorosamente equivalentes; elas só
diferem na posição da dupla ligação. Além disso, ambas são igualmente
importantes, o que pode ser confirmado pela análise da carga formal
sobre os átomos.
A estrutura do ozônio não pode ser descrita senão por uma mistura
das estruturas de ressonância I e II. Isto significa que a molécula tem
sua própria identidade, que não pode ser descrita por nenhuma das
estruturas de ressonância separadamente. As estruturas I e II prevêem,
por exemplo, que as ligações O-O têm comprimentos diferentes. Vale
lembrar que isto não se verifica experimentalmente, pois sabe-se que as
ligações O-O do ozônio são iguais.
!
A determinação experimental da geometria de moléculas em fase gasosa,
como no caso do ozônio, é freqüentemente realizada pela técnica da
espectroscopia de microondas. Nesta técnica, um pulso de radiação na região
das microondas estimula a rotação das moléculas. Estas absorvem energia para
aumentar o seu movimento rotacional e, dessa forma, produz-se um espectro
no qual são registrados os comprimentos de onda da radiação absorvida,
e que induziu a rotação das moléculas. A análise deste espectro permite
determinar os comprimentos das ligações entre os átomos formadores da
espécie química em estudo.
O segundo exemplo importante é o benzeno (C6H6). Os seis
átomos de carbono do benzeno estão arrumados em um anel hexagonal,
e cada átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de carbono.
C E D E R J 145
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
Um esqueleto básico para a representação da molécula (no qual os átomos
estão unidos apenas por ligações simples) é mostrado a seguir:
Duas estruturas de Lewis equivalentes satisfazem a regra do octeto:
Nestas representações, são omitidas as ligações C-H e os símbolos
dos átomos. Cada uma dessas estruturas contém três ligações simples
C-C e três duplas C=C alternadas. A diferença entre elas está apenas na
localização das ligações.
O benzeno só pode ser descrito como uma combinação dessas
estruturas. Suas propriedades são distintas das previstas por cada uma
delas isoladamente. Sabe-se, por exemplo, que todas as ligações do
benzeno têm o mesmo comprimento, que é intermediário entre o de
uma ligação simples C-C e uma dupla C=C.
Embora o comprimento das ligações C-C e C=C varie levemente de um
composto para outro, pode-se tomar como valor médio 1,54 Å para a ligação
simples, e 1,34 Å para a dupla. Dados experimentais mostram que, no benzeno,
a distância entre dois átomos de C adjacentes é constante e igual a 1,40 Å.
Este é o comprimento da ligação entre dois átomos de C nesta molécula.
146 C E D E R J
3. Determine as estruturas de ressonância do íon NO3- (nitrato):
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Na atividade anterior, você já representou uma das possíveis
estrutura de Lewis deste íon:
Como já foi comentado, a troca da posição da ligação dupla N=O
permite obter mais duas estruturas equivalentes:
Estas são as três estruturas de ressonância do íon NO3-.
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Para encerrar nossa aula, vamos comentar brevemente sobre
algumas situações em que você não pode aplicar com sucesso a regra
do octeto.
a) Moléculas com número ímpar de elétrons
A maioria das moléculas tem número par de elétrons. Entretanto,
em algumas moléculas, o número de elétrons é ímpar. O exemplo típico
C E D E R J 147
AULA
10
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
é a molécula de NO, que tem um total de onze elétrons de valência.
Nesses casos, não é possível emparelhar completamente os elétrons, e não
se pode completar o octeto de pelo menos um dos átomos. As estruturas
de Lewis possíveis para esta molécula são:
Entretanto, a análise da carga formal mostra que I é a estrutura
mais consistente.
b) Átomos com menos do que o octeto
Este caso ocorre especialmente na formação de compostos com
boro (B) e berílio (Be). O exemplo típico é a molécula de BF3. O B
pertence ao grupo 3A, e o F, ao 7A. Dessa forma, a molécula de BF3 tem
24 elétrons de valência (confira!).
Se seguirmos os passos para escrever a estrutura de Lewis desse
composto, ao completar os octetos dos átomos de F ficamos com a
estrutura a seguir:
Você pode verificar que, nesta estrutura, o B tem seis elétrons.
Podemos tentar completar o octeto do B formando uma ligação dupla
entre ele e um dos átomos de F. Teremos então três estruturas ressonantes,
mostradas a seguir:
As estruturas II, III e IV são equivalentes entre si, mas não são
equivalentes à estrutura I. O cálculo das cargas formais nos mostra
que I é preferível, embora nela o átomo de B não esteja com seu octeto
completo.
148 C E D E R J
10
c) Átomos com mais do que o octeto
AULA
Este é, de longe, o caso mais importante e mais freqüente de
violação da regra do octeto. Ocorre quando o átomo central pertence
aos períodos mais altos da Tabela Periódica (do terceiro em diante).
A possibilidade de elétrons estarem em (ou ocuparem) orbitais d ou f
permite que a última camada do átomo central possa ser completada
com mais de oito elétrons. Essa situação é comum em compostos nos
quais o átomo central é um elemento de transição; ocorre também em
compostos formados entre os não-metais, desde que existam elétrons d
ou f na camada de valência, ou orbitais d ou f que possam ser ocupados
nessa camada.
Como exemplo ilustrativo, vamos considerar o íon [ClF4]-.
O átomo central (Cl) é um não-metal (sendo também um elemento
representativo), mas pertence ao terceiro período da Tabela Periódica.
Sua camada de valência contém orbitais d (que não são ocupados no
átomo de Cl neutro e isolado). Assim, há a possibilidade do número de
elétrons ao redor do Cl ultrapassar o octeto.
Você pode verificar que existem 36 elétrons de valência nessa
espécie. Ao ligar o átomo de Cl aos de F e completar os octetos destes,
ficamos com a seguinte estrutura:
Observe que o octeto do Cl já está completo, mas sobram ainda
quatro elétrons. Estes são arrumados em pares em torno do átomo
central, gerando a estrutura a seguir:
C E D E R J 149
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
ATIVIDADE
4. Em quais espécies a seguir a regra do octeto poderá não ser obedecida?
Justifique sua resposta:
a. C2H5OH;
b. SF4
c. CF2Cl2
d. [Fe(CN)4]2___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Das espécies citadas, três contêm elementos do terceiro período da
Tabela Periódica: SF4 (contém S), CF2Cl2 (contém Cl) e [Fe(CN)4]2(contém Fe). Entretanto, o átomo de Cl não é o átomo central no
CF2Cl2 ; seu octeto não vai ser ultrapassado. Já S é o átomo central
no SF4 , e Fe no [Fe(CN)4]2-. Portanto, é possível que os octetos do
S e do Fe sejam ultrapassados. Você pode verificar se isto vai ou
não ocorrer montando as estruturas de Lewis para estas espécies,
que são:
Observe que, nos dois casos, o octeto do átomo central é
ultrapassado.
CONCLUSÃO
A base da representação de uma estrutura de Lewis é a regra do
octeto. Há casos, porém, em que essa regra é violada; e outros, em que
uma só estrutura não descreve adequadamente o composto químico.
150 C E D E R J
1. Calcule as cargas formais e os números de oxidação dos átomos presentes no
íon CO32- (carbonato), e demonstre que essas grandezas são iguais em todas as
estruturas de ressonância deste íon.
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
A primeira etapa para resolver esta atividade é determinar o número
total de elétrons de valência do ânion CO32-. Você já sabe que o C pertence ao grupo 4A; e o O, ao 6A. Então, esse número é 4 + (3 × 6)
para o CO3, e 4 + (3 × 6) + 2 = 24 para o CO32-.
A seguir, você vai verificar que pode escrever três estruturas de Lewis
equivalentes para o CO32-. São elas:
Observe que as estruturas diferem apenas pela posição da
dupla ligação.
C E D E R J 151
AULA
10
ATIVIDADES FINAIS
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
O próximo passo é calcular a carga formal de cada átomo em cada
uma das estruturas. A tabela a seguir mostra os valores que você deve
encontrar ao calcular NENC, NEC/2 e CF = NEV – (NENC + NEC/2)
em cada átomo:
Estrutura I
Átomo
C
NEV
4
NENC
Estrutura II
O-
-O
C
O=
6
6
6
4
6
0
4
6
6
0
NEC/2
4
2
1
1
CF
0
0
-1
-1
O
Estrutura III
-O
C
=O
6
6
4
6
6
6
4
6
6
0
4
6
6
4
2
1
1
4
2
1
1
0
0
-1
-1
0
0
-1
-1
O
O
O-
É importante verificar que o valor da carga formal é o mesmo para
cada tipo de átomo de cada estrutura: a carga formal sobre o C é nula;
também o é sobre o O, Ligado ao C por uma ligação dupla. Já a carga
formal sobre cada O, ligado ao C por uma ligação simples, vale -1; e
também é a mesma em todas as estruturas. Também vale mencionar
que a soma de todas as cargas formais é -2, carga total do íon.
Para o cálculo do número de oxidação (NOX), você precisa do número
de elétrons de valência de cada átomo (NEV) e do número total de
elétrons sobre cada átomo. Você deve considerar que, nessa contagem, os elétrons compartilhados nas ligações vão sempre para o
átomo mais eletronegativo. A tabela que você vai construir deve ter a
seguinte forma:
Estrutura I
Átomo
C
NEV
4
NET
Estrutura II
O-
-O
C
O=
6
6
6
4
6
0
8
8
8
0
NOX
4
-2
-2
-2
CF
0
0
-1
-1
O
Estrutura III
-O
C
=O
6
6
4
6
6
6
8
8
8
0
8
8
8
4
2
-2
-2
4
-2
-2
-2
0
0
-1
-1
0
0
-1
-1
O
Veja como são diferentes os valores de CF e NOX para cada átomo! Eles
correspondem a dois modelos limites de partição da carga eletrônica:
em um, as ligações são vistas como covalentes apolares, e os átomos
152 C E D E R J
O
O-
10
dividem igualmente os elétrons das ligações; no outro, os elétrons de
AULA
ligação são transferidos completamente para o átomo mais eletronegativo, como em uma ligação puramente iônica. Observe também que
a soma dos NOX de todos os átomos é a carga total do íon.
2. Embora os gases nobres sejam inertes, eles formam compostos com o flúor.
Um exemplo típico é o XeF2. Represente a estrutura de Lewis deste composto e
verifique se o octeto do Xe é ultrapassado.
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____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
Você pode resolver este exercício começando por escrever a estrutura
de Lewis do XeF2. O Xe pertence ao grupo 8A, e o F, ao 7A. O número
total de elétrons de valência é 8 + (2 × 7) = 22. Montando o esqueleto
da estrutura e completando os octetos dos átomos de F, obtemos:
C E D E R J 153
Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II
Você vai notar que sobram seis elétrons. Eles podem ser arrumados em
pares em torno do átomo de Xe. Logo, o átomo central terá seu octeto
ultrapassado. Isto é aceitável, pois o Xe pertence ao quinto período da
Tabela Periódica. A estrutura de Lewis é:
RESUMO
Muitos sistemas podem ser representados por mais de uma estrutura de Lewis.
Quando isso ocorre, uma análise das cargas formais sobre os átomos permite
decidir qual das estruturas compatíveis é a mais consistente. Em casos em que mais
de uma estrutura consistente pode ser escrita, o composto tem propriedades que
não podem ser descritas por nenhuma das estruturas isoladamente. Por fim, há
casos nos quais a regra do octeto não pode ser cumprida. O mais comum é ter um
átomo central com mais de oito elétrons; nessa situação, o átomo central pertence
ao período igual ou superior ao terceiro da Tabela Periódica.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai aprender a determinar a geometria de uma molécula
a partir do conhecimento da sua estrutura de Lewis.
154 C E D E R J
objetivos
AULA
Forma das moléculas: Parte I
11
Meta da
da aula
Metas
Descrever os fatores que determinam a
geometria de uma molécula; utilizar a teoria da
repulsão dos pares de elétrons de valência para
prever a geometria de moléculas simples.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo
desta aula, você seja capaz de:
• Determinar o número de pares de elétrons
ligantes e não-ligantes em torno do átomo
central A, em um composto ABn.
• Determinar a geometriaS de um composto
ABn utilizando o modelo RPECV.
Pré-requisitos
Os conhecimentos adquiridos nas aulas
sobre estruturas de Lewis (Aulas 9 e 10) são
indispensáveis para você compreender o
conteúdo desta aula.
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I
INTRODUÇÃO
Você já sabe como representar a estrutura de Lewis das moléculas. Essas estruturas dão bastante informação sobre a distribuição dos elétrons de valência nos
átomos e sobre as ligações químicas formadas entre eles. Entretanto, elas não
indicam como é a arrumação dos átomos no espaço tridimensional, ou seja,
não definem a geometria da molécula. Nesta aula, você aprenderá um método
para determinar a geometria de moléculas simples baseado na estrutura de
Lewis das moléculas.
TAMANHO E FORMA DAS MOLÉCULAS
As moléculas são entidades muito pequenas, formadas por átomos
arrumados no espaço tridimensional. Essa arrumação determina o tamanho e a forma das moléculas. Estes dois fatores, por sua vez, definem
muitas propriedades das substâncias. Uma pequena modificação na forma
de uma droga usada como medicamento, por exemplo, pode alterar a
sua eficiência ou fazer aparecerem efeitos colaterais.
!
O tamanho e a forma de uma molécula são determinados:
• pelo comprimento das ligações
• pelos ângulos entre as ligações
TETRAEDRO
O tetraedro é uma
figura geométrica
formada por quatro
faces triangulares
iguais. É um dos
sólidos platônicos,
figuras espaciais
muito regulares e
com propriedades
geométricas bem
definidas. Os demais
sólidos platônicos
são o cubo (seis
faces quadradas),
o octaedro (oito
faces triangulares),
o dodecaedro (doze
faces pentagonais)
e o icosaedro (vinte
faces triangulares). Na
Figura 11.2, você pode
visualizar estas formas
geométricas.
156 C E D E R J
No metano (CH4), por exemplo, todas as ligações têm o mesmo
comprimento, e o ângulo entre duas ligações C-H é sempre igual a 109,5°.
A arrumação dos átomos está ilustrada na Figura 11.1: Essa estrutura
tridimensional é característica de um TETRAEDRO. Já o XeF4 tem também
as quatro ligações iguais, mas arrumadas no plano na forma de um
quadrado, como também mostrado na mesma figura.
Figura 11.1: Tanto o CH4 quanto o XeF4 têm quatro ligações iguais, mas geometrias
completamente diferentes.
11
AULA
Tetraedro
Dodecaedro
Cubo
Octaedro
Icosaedro
Figura 11.2: Representação dos cinco sólidos platônicos.
Em um segundo exemplo, temos as moléculas de BF3 e NH3.
Na primeira, os átomos se encontram em um plano, com o átomo de
B no centro de um triângulo cujos vértices são átomos de F. No NH3,
os átomos de H também estão em um plano, mas o átomo de N está
fora deste, formando uma estrutura piramidal. Visualize estas formas
na Figura 11.3:
Figura 11.3: Os átomos do BF3 se arrumam em um plano; os do NH3, em forma
de pirâmide.
Mais um exemplo importante: na água (H2O), os três átomos
estão em um plano, mas não em linha reta; já no CO2, os três átomos se
alinham. Veja a geometria destas moléculas na Figura 11.4:
Figura 11.4: Na molécula de H2O, os átomos se dispõem formando um ângulo
característico; na de CO2, os átomos estão alinhados.
C E D E R J 157
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I
O que há em comum em todos os casos citados? Nas moléculas
listadas anteriormente, existe um átomo central, (A) ligado a um número
n de átomos iguais (B), formando compostos do tipo ABn.
Você vai aprender agora um modelo que permite prever a
geometria de compostos do tipo ABn. Nesta aula, vamos tratar apenas
dos casos em que o átomo central A é de um elemento representativo
da Tabela Periódica.
A TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
Tipos de pares de elétrons
Observe a Figura 11.5. Nela estão ilustrados os arranjos
mais estáveis que podemos obter quando dois, três e quatro balões
são amarrados pelas suas extremidades. Para dois balões, a forma
mais estável é a de um halter, fazendo um ângulo de 180° entre eles.
O arranjo mais favorável para três balões é o de um triângulo eqüilátero;
para quatro balões, um tetraedro.
Figura 11.5: Arranjos mais estáveis de dois, três e quatro balões.
Vamos dividir os pares de elétrons que se agrupam em torno do
átomo central A, em uma molécula ABn, em dois tipos distintos:
• pares ligantes, que estão em uma região do espaço entre A e
cada um dos átomos B ao qual A está ligado;
• pares não-ligantes (ou pares solitários), que estão em uma região
do espaço em torno do átomo A.
A soma do número de pares ligantes (NPL) com o número de pares
não-ligantes (NPNL), em torno do átomo central A em uma molécula,
é o número total de pares (NPA) em torno de A:
158 C E D E R J
11
AULA
NPA = NPL + NPNL
A água, por exemplo, tem a seguinte estrutura de Lewis:
Existem, ao todo, quatro pares de elétrons em torno do átomo de
oxigênio (NPA = 4): dois pares ligantes (NPL = 2), cada um entre o átomo
de O e cada um dos átomos de H; e dois pares solitários, centrados no
átomo de oxigênio (NPNL = 2).
ATIVIDADE
1. Determine o número de pares ligantes, não-ligantes e o número total
de pares em torno do átomo central, nas moléculas de metano (CH4) e
amônia (NH3):
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Você precisa inicialmente escrever as estruturas de Lewis das
moléculas de CH4 e NH3 para fazer a contagem dos pares de elétrons
em torno do átomo central de cada molécula. Estas estruturas foram
obtidas na Atividade Final da Aula 9, e são:
Então você pode construir uma tabela de resultados como a que
se segue:
Molécula
CH4
NH3
NPL
4
3
NPNL
0
1
NPA
4
4
C E D E R J 159
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I
Você deve comparar esses números com os da molécula de H2O,
discutida no exemplo que precede esta atividade (para a H2O,
NPL = 2, NPNL = 2 e NPA = 4).
REPULSÃO ENTRE OS PARES DE ELÉTRONS
Como os pares de elétrons são carregados negativamente, eles se
repelem. Portanto, tendem a afastar-se ao máximo uns dos outros. Esta
idéia é a base da teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de
valência (RPECV).
!
Segundo a teoria RPECV, o melhor arranjo de um dado número de pares de elétrons
no espaço é aquele que minimiza a repulsão entre eles.
Você pode agora verificar a analogia entre a arrumação dos balões e
a dos pares de elétrons em torno do átomo central A de uma molécula ABn.
As melhores arrumações dos pares eletrônicos dependem, obviamente, do
número de pares em torno do átomo central A (NPA). A Tabela 11.1 indica
os arranjos espaciais dos pares de elétrons, segundo o modelo RPECV.
Tabela 11.1: Arranjos espaciais dos pares de elétrons em torno do átomo central A,
em uma molécula ABn
NPA
Arranjo espacial
2
Linear
Forma
Ângulo entre os pares
3
Trigonal plano
120
4
Tetraédrico
109,5º
5
Bipirâmide
120º e 90º
6
Octaédrico
90º
180
Uma bipirâmide trigonal é um arranjo no qual três átomos ficam em um plano, e os
dois restantes ficam simetricamente acima e abaixo desses plano; a linha que passa
por estes dois átomos corta o triângulo formado pelos três primeiros exatamente
em seu centro, como na Figura 11.6.
160 C E D E R J
11
AULA
GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS
Na Atividade 1, você contou os números de pares de elétrons em
torno do átomo central nas moléculas de CH4, NH3 e H2O. Talvez tenha
passado despercebido, mas o fato é que, embora o número total de pares
(NPA) dessas moléculas seja o mesmo (NPA = 4), os valores de NPL e
NPNL são diferentes. Consultando a Tabela 11.1, você seria tentado a
dizer que as três moléculas são tetraédricas. Entretanto, somente o CH4
é tetraédrico; NH3 é trigonal plano, e H2O é angular.
Figura 11.6: Bipirâmide
trigonal. Sua base é triangular, e a linha que une os
pontos acima e abaixo da
base passa pelo centro do
triângulo.
!
A geometria de uma molécula é definida pelo arranjo espacial dos núcleos dos
átomos que formam a molécula.
No CH4, os quatro pares de elétrons em torno do átomo de C são
pares ligantes. Portanto, na extremidade da região de cada par há um
átomo de H. O arranjo espacial dos núcleos é o mesmo dos pares em
torno do átomo central, e a molécula é tetraédrica.
No NH3, três dos pares são ligantes, e um é não-ligante; das
quatro regiões de pares de elétrons, só três têm extremidades ocupadas
por átomos de H. O tetraedro não pode ser formado, pois o par solitário
não está ligado a ninguém.
Da mesma forma, na H2O somente duas das regiões de pares têm
átomos de H em suas extremidades; os dois pares não-ligantes sobre o
O não se ligam a ninguém.
Verificamos assim que a geometria depende não só do número total
de pares ligados ao átomo central (NPA), mas do número de pares ligantes
(NPL) e dos não-ligantes (NPNL) sobre ele. A Tabela 11.2 determina a
geometria das moléculas ABn em função desses números:
Tabela 11.2: Geometria de moléculas simples ABn em função de NPA, NPL e NPNL
NPA
NPL
NPNL
Geometria
Exemplo
2
2
0
Linear
CO2
3
3
0
Trigonal plana
BF3
2
1
Angular
NO2–
4
0
Tetraédrica
CH4
3
1
Piramidal trigonal
NH3
2
2
Angular
H2O
4
C E D E R J 161
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I
Regras para prever a geometria molecular de moléculas simples
ABn pelo modelo RPECV
Para prever a geometria nesta situação, siga os seguintes passos:
1. desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon;
2. conte o número total de pares de elétrons em torno do átomo
central (NPA). Nessa contagem, ligações duplas ou triplas são
contadas como um só par;
3. conte os pares ligantes (NPL) e os não-ligantes (NPNL) em torno
do átomo central. Nessa contagem, ligações duplas ou triplas
são contadas como um só par ligante;
4. obtenha a geometria molecular, consultando a Tabela 11.2.
Será que está claro? Vamos considerar agora alguns exemplos
ilustrativos:
Exemplo 1: Geometria da molécula de CO2.
A estrutura de Lewis do CO2 já foi determinada na aula anterior:
O átomo de C está ligado a cada átomo de O por uma ligação
dupla. Nesta ligação, há dois pares de elétrons. Entretanto, como eles
estão na mesma região, são contados como um par. Havendo duas
ligações duplas, há dois pares de elétrons ligantes (NPL = 2). Não há
pares não-ligantes no átomo de C (NPNL = 0). Assim, NPA = 2 + 0 = 2.
Consultando a Tabela 11.2, verificamos que o CO2 é uma molécula
linear, como já foi mostrado na Figura 11.4.
Exemplo 2: Geometria da molécula de BF3.
A estrutura de Lewis do BF3 também foi determinada na aula
anterior:
Existem três pares de elétrons ligantes (NPL = 3) e nenhum par
solitário (NPNL = 0) em torno do átomo de B. Logo, NPA = 3. A Tabela
11.2 nos diz que a molécula é trigonal plana, como já foi mostrado na
Figura 11.3.
162 C E D E R J
11
Exemplo 3: Geometria do íon NO2-.
AULA
Duas estruturas ressonantes são possíveis para este íon:
!
É importante que você verifique se estas estruturas estão corretas.
Qualquer uma das duas estruturas pode ser usada, pois elas são
equivalentes, só diferindo na posição da dupla ligação N=O. Em cada
uma, o N tem dois pares ligantes e um par não-ligante (lembre-se de que
a ligação dupla – ou tripla – conta como um só par). Então, NPL = 2,
NPNL = 1, NPA = 3, e o íon é plano angular.
CONCLUSÃO
O modelo RPECV fornece uma forma bastante conveniente de
determinar a geometria de moléculas ABn, nas quais A é um elemento
representativo, desde que se saiba construir as estruturas de Lewis da
molécula em questão.
ATIVIDADE FINAL
1. Utilizando o modelo RPECV, determine as geometrias das seguintes moléculas:
a. PCl3
b. CF2Cl2
c. O3
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
C E D E R J 163
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
A primeira etapa para resolver esta atividade é construir a estrutura de
Lewis das moléculas de interesse. A seguir, você vai contar os pares de
elétrons ligantes e não-ligantes em torno do átomo central e, por fim,
usar a Tabela 11.2 para determinar a geometria correspondente ao
arranjo dos núcleos de cada espécie química.
a. A estrutura de Lewis do PCl3 foi obtida no exemplo 1 da Aula 9:
Há três pares de elétrons ligantes e um par não-ligante em torno do
átomo de P. Logo, NPL = 3, NPNL = 1 e NPA = 4. A Tabela 11.2
informa que esta molécula tem a forma de uma pirâmide com base
trigonal, tal como a molécula de NH3.
b. Nesta molécula, o átomo central é o átomo de C. Podemos imaginar
que dois dos átomos de F foram substituídos por átomos de Cl.
A estrutura de Lewis desta molécula é:
Há quatro pares de elétrons ligantes em torno do átomo central
(e nenhum par não-ligante). Logo, NPA = NPL = 4, e a molécula
deve ter a forma de um tetraedro irregular, pois as ligações C-F são
de comprimento diferente das ligações C-Cl. Veja a representação
geométrica desta molécula na Figura 11.7:
164 C E D E R J
11
AULA
Figura 11.7: Na molécula de CF2Cl2, as ligações C-F têm comprimento
menor que as C-Cl. Por isso, a molécula é um tetraedro irregular.
c. Você tem as duas estruturas de Lewis ressonantes da molécula de
O3 descritas na Aula 10:
Qualquer uma delas pode ser usada para mostrar que o O central está
cercado por dois pares de elétrons ligantes (lembre-se de que a ligação
dupla conta como um par no modelo RPECV) e um par não-ligante.
Então, NPL = 2, NPNL = 1 e NPA = 3. A molécula é angular plana, como
no caso da H2O. Lembre-se de que, no caso de existirem estruturas
ressonantes, as propriedades da molécula não são descritas por
nenhuma das estruturas separadamente. Em particular, as distâncias
entre as ligações O-O no ozônio são iguais. Dessa forma, a geometria
da molécula é melhor representada pela Figura 11.8:
Figura 11.8: A molécula de O3 é angular, com seus três átomos no plano.
As distâncias entre as ligações O-O são todas iguais.
RESUMO
As moléculas se apresentam nas mais variadas formas e tamanhos. O conhecimento
da estrutura eletrônica das moléculas permite fazer previsões sobre a sua forma. Um
modelo simples considera que os pares de elétrons presentes na molécula tendem
a se afastar o máximo possível para minimizar a repulsão entre eles. Este modelo
leva à previsão da geometria de moléculas simples.
C E D E R J 165
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, vamos estender o modelo RPECV de modo a englobar os casos em que
o átomo central ultrapassa o octeto e quando não existe um único átomo central.
166 C E D E R J
objetivos
AULA
Forma das moléculas: Parte II
12
Metas da aula
Discutir a influência dos pares não-ligantes
e das ligações múltiplas na geometria de uma molécula.
Estender o modelo RPECV a moléculas ABn, no qual o átomo
central está rodeado por mais de quatro pares de elétrons
e a moléculas com mais de um átomo central.
Discutir o efeito da geometria e da polaridade das ligações
na determinação da polaridade de uma molécula poliatômica.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo
desta aula, você seja capaz de:
• Prever a extensão com que os ângulos
de ligação são alterados pela presença
dos pares não-ligantes e das ligações
múltiplas.
• Caracterizar a geometria de moléculas
a qual o átomo central fica envolvido
por mais de oito elétrons.
• Caracterizar a geometria de moléculas
com mais de um átomo central, dando
ênfase aos ângulos entre as ligações.
• Determinar a polaridade de moléculas
poliatômicas com base nos dipolos
das ligações e na geometria da molécula.
Pré-requisitos
Para a compreensão desta aula, você precisa de
todo o conteúdo da aula anterior (Aula 11)
e precisa se lembrar das regras para escrever as
estruturas de Lewis, estudadas na Aula 9.
É também importante que você reveja os
conceitos de carga formal, número de oxidação
e polaridade de ligação ensinados na Aula 8.
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
INTRODUÇÃO
Na aula anterior, você aprendeu a determinar a geometria de moléculas
simples ABn pelo método RPECV. Em sua forma mais simples, as geometrias
previstas por este modelo consideram idênticas as repulsões entre pares
de elétrons ligantes e não-ligantes. Nesta aula, vamos discutir o efeito dos
pares não-ligantes e das ligações múltiplas na alteração dos ângulos de
ligação previstos pelo modelo simples RPECV. Vamos estender este modelo
a moléculas com cinco e seis pares de elétrons em torno do átomo central
e a moléculas com mais de um átomo central. Por fim, discutiremos o efeito
combinado da polaridade das ligações com a geometria da molécula para
determinar a polaridade de moléculas poliatômicas.
EFEITO DOS PARES NÃO-LIGANTES E DAS LIGAÇÕES
MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DAS LIGAÇÕES
Vamos considerar as moléculas de metano (CH4), amônia (NH3)
e água (H2O) que você estudou na aula anterior. Lá você aprendeu que
todas elas contêm quatro pares de elétrons (NPA = 4) em torno do átomo
central. Estes pares arrumam-se no espaço na forma de um tetraedro,
com um ângulo de 109,5° entre eles (consulte a Tabela 11.1 da aula
anterior). Este deveria ser o ângulo entre as ligações C-H no metano,
N-H na amônia e O-H na água se os pares ligantes e não-ligantes fossem
equivalentes.
Entretanto, devemos considerar os seguintes pontos:
• Os pares de elétrons ligantes são atraídos por dois núcleos,
havendo uma redução na repulsão entre os elétrons nos pares.
• Os pares de elétrons não-ligantes estão sobre um átomo, sendo
atraídos por um só núcleo. Assim, os elétrons num par nãoligante experimentam uma maior repulsão.
Estes fatos fazem com que a região em torno de um par nãoligante se expanda para compensar a repulsão entre os elétrons desse
par. Logo, um par não-ligante ocupa mais espaço que um par ligante.
Fazendo uma analogia com os balões de inflar, você pode pensar que
um balão não-ligante é mais cheio que um ligante, como você pode ver
na Figura 12.1.
Figura 12.1: Pares ligantes e nãoligantes são como balões: os nãoligantes correspondem a balões
mais cheios. Nesta figura, há dois
pares ligantes e um não-ligante.
168 C E D E R J
12
AULA
Ao se espalhar mais, um par não-ligante comprime mais os pares
ligantes à sua volta. Isto faz diminuir o ângulo entre as ligações em que
os pares ligantes estão envolvidos. Quanto maior o número de pares
não-ligantes, menor deve ser o ângulo de ligação.
Voltemos às moléculas consideradas no começo de nossa aula.
O quadro a seguir resume o que se sabe sobre a estrutura e geometria
destas moléculas (os dados nela contidos foram colhidos das Tabelas
11.1 e 11.2):
Molécula
CH4
NH3
H2O
NPA
4
4
4
NPL
4
3
2
NPNL
0
1
2
Ângulo previsto
entre as ligações
109,5°
109,5°
109,5°
Ângulo experimental
entre as ligações
109,5°
107°
104,5°
A última linha deste quadro fornece o valor experimental dos
ângulos entre as ligações nestas moléculas. Observe que para o NH3 o
ângulo diminui do valor esperado, característico de um tetraedro (109,5°)
para 107°. No caso da água, o valor é ainda menor (104,5°). Na Figura
12.2, indicamos estas modificações de geometria.
a
b
c
Figura 12.2: Os ângulos entre as ligações N-H no NH3 e O-H na H2O são menores que entre
as ligações C-H no CH4.
C E D E R J 169
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Distorções semelhantes nos ângulos de ligação são provocadas
por ligações duplas e triplas. A concentração de carga negativa entre os
átomos que formam estas ligações é maior que em uma ligação simples.
Assim, elas funcionam como um par não-ligante: espalham-se mais no
espaço e comprimem as ligações simples à sua volta, diminuindo os
ângulos entre elas. Por exemplo, a molécula de fosgênio (COCl2) tem a
seguintes estrutura de Lewis:
Em torno do átomo de C, existem três regiões de pares de elétrons.
Espera-se que, assim, o arranjo desses pares seja trigonal plano (veja
a Tabela 11.1 novamente), formando um ângulo de 120° entre eles.
Entretanto, a presença da ligação dupla C=O comprime as ligações CCl, diminuindo o ângulo entre elas de 120° para 111°. Observe o efeito
desta contração na Figura 12.3 a seguir:
Figura 12.3: A presença da ligação dupla C=O reduz o ângulo entre as ligações
C-Cl no COCl2.
Você não pode prever quantitativamente o ângulo correto entre as ligações,
mas pode prever se haverá ou não diminuição do ângulo entre ligações em
relação aos valores esperados no modelo RPECV simples. Para isto, basta que você
saiba a relação entre o número total de pares de elétrons e de pares solitários,
e ligações duplas e triplas em torno do átomo central.
Vamos verificar se este conceito ficou claro, resolvendo o exercício
da atividade a seguir.
170 C E D E R J
12
1. Utilize o modelo RPECV e o que você aprendeu sobre o efeito dos pares
não-ligantes e das ligações múltiplas para determinar qual das seguintes
espécies tem o menor ângulo entre as ligações N-H:
NH2-, NH3, NH4+.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
Como você pôde observar, todas as espécies têm oito elétrons de
valência. A primeira etapa para resolver esta atividade é, então,
representar as estruturas de Lewis de cada uma delas:
Todas as espécies têm o mesmo número total de pares de elétrons
de valência (NPA = 4) em torno do átomo central. Logo, o arranjo
geométrico básico dos pares é o tetraedro. Entretanto, somente o íon
NH4+ tem quatro pares de elétrons ligantes (NPL = 4, NPNL = 0);
o ângulo entre as ligações N-H nesta espécie deve ser igual a 109,5°.
O NH3 tem um par de elétrons não-ligantes e o NH2-, dois. Espera-se,
portanto, que as ligações N-H no NH3 sejam menos comprimidas que no
NH2-, sendo esta a espécie com o menor ângulo entre as ligações.
GEOMETRIA DE MOLÉCULAS ABN ONDE O ÁTOMO
CENTRAL TEM UM OCTETO ESTENDIDO
Se o átomo central A numa molécula ABn pertencer a um período
igual ou superior ao terceiro período da tabela periódica, é possível que,
ao formar ligações, ele fique rodeado por mais de oito elétrons. Isso se
deve ao fato de que, para estes átomos, podem existir elétrons d ou f em
subcamadas estendidas, e a regra do octeto não funcione mais.
Vamos ampliar a Tabela 11.2 da aula anterior para incluir estes
casos. Novamente, tal como nos casos observados naquela tabela, o
C E D E R J 171
AULA
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
arranjo espacial dos pares de elétrons depende do número total de pares
em torno do átomo central (NPA); a geometria depende deste número,
mas também do número de pares ligantes (NPL) e dos não-ligantes
(NPNL). A contagem dos pares é feita da mesma forma que a descrita
na aula anterior (reveja rapidamente as regras do método RPECV).
A Tabela 12.1 indica as geometrias possíveis quando o número
total de pares vale cinco ou seis. Estes são, certamente, os casos mais
comuns e são os que nós estudaremos.
Tabela 12.1: Geometria das moléculas ABn em função de NPA, NPL e NPNL
NPA
Arranjo dos
pares
Ângulo entre
os pares
NPL
NPNL
Geometria
Exemplo
5
Bipirâmide
trigonal
120° e 90°
5
0
Bipirâmide
trigonal
PCl5
4
1
Gangorra
SF4
3
2
Forma de T
ClF3
2
3
Linear
XeF2
6
0
Octaedro
SF6
5
1
Pirâmide
quadrada
BrF5
4
2
Quadrado
plano
XeF4
6
Octaedro
90°
Vamos acompanhar um pouco mais detalhadamente as
informações desta tabela.
O arranjo geométrico mais estável para cinco pares de elétrons é a
bipirâmide trigonal. Você se lembra de como ela é? Recorde a Figura 11.6
da aula anterior e verifique que esta forma geométrica é a de duas
pirâmides com uma base triangular comum. Numa molécula com esta
forma, o átomo central se localiza no centro da base da pirâmide e
os demais átomos (ou pares de elétrons) ocupam as posições dos seus
vértices. Os átomos presentes na base da pirâmide estão em posição
equatorial; os que estão acima e abaixo do plano que contém a base
estão em posição axial. Se houver cinco pares de elétrons ligantes, isto
indica que existem cinco átomos ligados ao átomo central e a molécula
terá exatamente a geometria que acabamos de descrever. Um exemplo é
dado pela molécula de PCl5.
172 C E D E R J
12
!
a
AULA
Como você pode inferir a figura geométrica que define a forma de uma molécula? Observe
a Figura 12.4.a, que mostra as ligações químicas entre o átomo central P e os átomos de
Cl unidos a ele no PCl5. Ao unir os átomos de Cl (que rodeiam o átomo central) por linhas
retas, você verá a bipirâmide trigonal ilustrada na Figura 12.4.b.
b
Figura 12.4: O PCl5 tem a forma de uma bipirâmide trigonal, que é visualizada
unindo-se os átomos de Cl por linhas retas.
A redução do número de pares ligantes provoca a modificação da
forma básica da bipirâmide trigonal para outras mais simples. A presença
de um par solitário no átomo central leva à formação de uma estrutura
em forma de gangorra, como o SF4.
Para entender a origem desta forma geométrica, considere a
Figura 12.5, que ilustra as duas possibilidades de localização do par de
elétrons não-ligantes em torno do átomo de S no SF4. Ele pode ficar em
posição equatorial ou em posição axial. Em posição equatorial, o par
não-ligante forma um ângulo de 90° com os átomos de F axiais e de 120°
com os equatoriais. Em posição axial, ele faz um ângulo de 90° com os
três átomos de F contidos na base da pirâmide, provocando um efeito
repulsivo maior. Logo esta última distribuição espacial é menos favorável
e o par de elétrons não-ligantes se localiza no plano que contém a base
da pirâmide (em posição equatorial).
Figura 12.5: O par de elétrons não-ligantes do SF4 pode ficar em posição equatorial
ou axial. A primeira é energeticamente mais favorável e tem a forma geométrica
de gangorra.
C E D E R J 173
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Considerações semelhantes explicam o arranjo geométrico em
forma de T de moléculas com NPL = 5 e NPNL = 2 – como no ClF3
– ou o arranjo linear em moléculas com NPL = 5 e NPNL = 3 – como
no XeF2, ilustrados na Figura 12.6.
a
b
Figura 12.6: A molécula de ClF3 tem um arranjo espacial em forma de T; a de XeF2
é linear.
Vamos agora considerar o caso em que o átomo central está
rodeado por seis pares de elétrons. Voltando à Tabela 12.1, verificamos
que o arranjo geométrico mais estável para este número de pares de
elétrons é o octaedro. (Lembra-se do octaedro da Figura 11.1 da aula
anterior?)
Quando o átomo central é rodeado por seis pares ligantes (NPL = 6,
NPNL = 0), o arranjo geométrico da molécula é um octaedro. É o caso
do SF6, ilustrado na Figura 12.7.
Figura 12.7: Na molécula de SF6, os átomos de F se arrumam em torno do S num
arranjo octaédrico.
A diminuição do número de pares ligantes (NPL) e o aumento
do número de pares não-ligantes (NPNL) produzem outras geometrias.
Os casos importantes são os que NPL = 5 e NPNL = 1, formando uma
pirâmide quadrada, e NPL = 4 e NPNL = 2, em que a molécula adquire a
forma geométrica de um quadrado. É o que ocorre nas moléculas de BrF5
e XeF4, respectivamente. Você pode ver estes arranjos na Figura 12.8.
174 C E D E R J
12
a
AULA
b
Figura 12.8: As moléculas de BrF5 e XeF4 têm formas de uma pirâmide quadrada e
de um quadrado, respectivamente.
Embora tenhamos apresentado a geometria de várias espécies, não
demonstramos que as formas obtidas são as previstas segundo o modelo
RPECV. Vale a pena investigar um pouco mais sobre isso, e, por esta
razão, propomos que você a faça na atividade a seguir.
ATIVIDADE
2. Utilize o modelo RPECV para confirmar que o XeF2 é linear e que o XeF4
tem a forma de um quadrado.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
O Xe e o F pertencem aos grupos 8A e 7A, respectivamente. No XeF4 , o
número total de elétrons de valência é 36; no XeF2, é 22. O esqueleto
básico das estruturas de Lewis dos dois compostos é:
observe agora que, embora o octeto do Xe esteja completo na primeira
estrutura, ainda sobram quatro elétrons. Eles vão entrar como dois
pares não-ligantes centrados no átomo de Xe. Na segunda estrutura,
ainda sobram seis elétrons, que entram como três pares não-ligantes
centrados também no Xe. As estruturas de Lewis completas para cada
composto são:
C E D E R J 175
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Na primeira estrutura, temos seis pares de elétrons em torno do átomo
central (NPA = 6) com quatro pares ligantes (NPL = 4) e dois nãoligantes (NPNL = 2). A Tabela 12.1 informa que o arranjo geométrico
da molécula é um quadrado plano. Já na segunda estrutura, temos
cinco pares de elétrons em torno do átomo central (NPA = 5), com
dois pares ligantes (NPL = 2) e três não-ligantes (NPNL = 3). A mesma
tabela mostra que a molécula é linear.
GEOMETRIA DE MOLÉCULAS COM MAIS DE UM ÁTOMO
CENTRAL
A maioria das moléculas que você vai encontrar tem mais de um
átomo central. É o caso dos compostos orgânicos com mais de um átomo
de carbono. Será que podemos prever a geometria destes compostos?
É melhor responder a esta pergunta através de exemplos ilustrativos.
Vamos considerar inicialmente a molécula do etanol (C2H5OH).
A estrutura de Lewis deste composto é fácil de ser obtida utilizando-se
as regras que você aprendeu nas aulas anteriores:
I
II
III
As linhas cheias cortando as ligações C-C e C-O indicam que
podemos considerar a molécula como se tivesse três átomos centrais, os
dois átomos de C e o átomo de O, marcados como I, II e III. Você pode
montar um quadro em que, para cada átomo central, determinamos o
número de pares totais (NPA), o número de pares ligantes (NPL) e o
de pares não-ligantes (NPNL) em torno dele. O quadro vai ter a forma
mostrada a seguir:
176 C E D E R J
C(II)
O(III)
NPA
4
4
4
NPL
4
4
2
NPNL
0
0
2
Arranjo dos pares
Tetraedro
Tetraedro
Tetraedro
Geometria
Tetraedro
Tetraedro
Angular
Ângulo entre ligações
109,5°
109,5°
<109,5°
12
C(I)
AULA
Átomo Central
Vamos desenhar a molécula? A Figura 12.9 mostra a forma da
molécula de etanol. Observe que o desenho está de acordo com as previsões
do modelo RPECV.
Figura 12.9: A forma da molécula de etanol (C2H5OH) pode ser obtida analisando-se
as geometrias das partes formadas pelos três átomos centrais.
Como segundo exemplo, considere a molécula de acetona
(C3H6O), cuja estrutura de Lewis é:
I
II
III
A escolha dos átomos centrais deve estar clara para você. Eles são
os átomos de C, numerados como I, II e III.
Montando um quadro semelhante ao que foi feito para o etanol,
obtemos as seguintes informações, que você deve conferir!
C E D E R J 177
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Átomo Central
C(I)
C(II)
C(III)
NPA
4
3
4
NPL
4
3
2
NPNL
0
0
2
Arranjo dos pares
Tetraedro
Trigonal
Tetraedro
Geometria
Tetraedro
Trigonal
Tetraedro
Ângulo entre ligações
109,5°
120°
109,5°
Observe que existem três regiões de pares de elétrons em torno
do C ligado ao O, pois a ligação dupla C=O conta como um par. Dessa
forma, o arranjo deste átomo de C é diferente dos outros dois. Você pode
conferir estas informações observando a Figura 12.10, onde a molécula
de acetona é representada em forma tridimensional.
Figura 12.10: Na acetona (C3H6O), o carbono ligado ao átomo de oxigênio tem
arranjo espacial distinto dos demais átomos de C.
Vamos verificar se tudo ficou claro? Resolva, então, os exercícios
da atividade a seguir.
ATIVIDADE
3. Dê os ângulos aproximados entre as ligações indicadas nas moléculas
representadas pelas estruturas de Lewis a seguir:
a)
b)
c)
178 C E D E R J
RESPOSTA COMENTADA
Para resolver esta atividade, o primeiro passo a ser dado é decidir,
para cada uma das estruturas, quantos e quais são os átomos centrais.
A seguir, você deve montar uma tabela que contenha, para cada um
dos átomos centrais que você escolheu, os valores de NPA, NPL e
NPNL. Desta forma, você pode prever o arranjo geométrico em torno
de cada átomo central e, desta forma, o ângulo entre as ligações que
envolvem este átomo.
A estrutura de Lewis do composto (a) indica que você deve escolher
os dois átomos de C como átomos centrais:
I
II
A linha cheia divide a estrutura em duas regiões, uma correspondendo
ao C central I e a outra, ao II.
Observe agora que cada átomo de C está rodeado por dois grupos
de pares de elétrons (a ligação tripla conta como um par!), e que não
há pares não-ligantes em nenhum deles. O quadro a seguir resume
estas informações:
Átomo Central
C(I)
C(II)
NPA
2
2
NPL
2
2
NPNL
0
0
Arranjo dos pares
linear
linear
Geometria
linear
linear
Ângulo entre ligações
180°
180°
C E D E R J 179
12
AULA
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Logo, o ângulo marcado é 180°. A representação espacial da molécula
é apresentada na Figura 12.11.a.
Para a estrutura (b), você deve escolher os átomos de O e N unidos pela
ligação simples O-N como átomos centrais. Examinando a estrutura de
Lewis do composto, você pode montar o quadro a seguir:
Átomo Central
O-
-N
NPA
4
3
NPL
2
2
NPNL
2
1
Arranjo dos pares
tetraedro
trigonal
Geometria
angular
angular
Ângulo entre ligações
109,5°
120°
Assim, o ângulo HON entre as ligações H-O e O-N fica em torno de
109,5° e o ângulo ONO entre as ligações O-N e N=O, em torno de 120°.
A molécula tem o arranjo espacial mostrado na Figura 12.11b.
Finalmente, os átomos centrais da estrutura (c) são os que formam
a ligação C-O-C. O quadro representativo dos números de pares em
torno de cada átomo é:
Átomo Central
C-
-O-
-C
NPA
3
4
4
NPL
3
2
4
NPNL
0
2
0
Arranjo dos pares
Trigonal
Tetraédrico
Tetraédrico
Geometria
Trigonal
Angular
Tetraedro
Ângulo entre ligações
120°
109,5°
109,5°
Portanto, o ângulo HCO entre as ligações H-C e C=O é de 120°, e o
ângulo COC entre as ligações C-O e O-C é de 109,5°. O arranjo espacial
da molécula é o indicado na Figura 12.11.c.
180 C E D E R J
12
a
AULA
b
c
Figura 12.11: Arranjo espacial das estruturas de Lewis (a), (b) e (c).
POLARIDADE DE MOLÉCULAS POLIATÔMICAS
Você aprendeu na Aula 8 que a polaridade de uma ligação é
definida pela forma pela qual os elétrons são compartilhados na ligação.
Num extremo estão as ligações apolares, em que os elétrons ligantes são
igualmente compartilhados pelos dois átomos; neste caso, os dois átomos
têm a mesma eletronegatividade. No outro extremo, estão as ligações
iônicas, em que os elétrons ligantes estão completamente deslocados
para o átomo mais eletronegativo. A maioria das ligações entre dois
átomos não é nem completamente apolar, nem completamente iônica:
ou seja, é polar, com os elétrons ligantes mais ou menos atraídos pelo
átomo mais eletronegativo.
Uma grandeza útil para quantificar a polaridade de uma ligação
é o momento de dipolo da ligação. Observe a Figura 12.12.a Nela, duas
cargas (+q e –q) iguais em valor absoluto, mas de sinais opostos, estão
separadas por uma distância R. O momento de dipolo é definido como
uma grandeza cujo valor absoluto (d) é dado por
d = qR
Se R = 0, as duas cargas se sobrepõem e d = 0. Por convenção,
o dipolo elétrico gerado por estas duas cargas é representado por uma
seta cortada, apontando na direção da carga negativa.
Num átomo isolado, todos os elétrons ficam em torno do núcleo.
O átomo pode ser representado por duas cargas iguais (em valor absoluto)
e coincidentes: a carga positiva é a do núcleo e a negativa, a dos elétrons.
C E D E R J 181
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Ou seja, o centro de cargas positivas (o núcleo) coincide com o centro
de cargas negativas (a carga total dos elétrons). Neste caso, não há
momento de dipolo. Numa ligação química entre dois átomos, há dois
núcleos, ambos com carga positiva, pares de elétrons entre os átomos
(os elétrons ligantes) e pares de elétrons não-ligantes centrados em cada
átomo que forma a ligação. O efeito combinado da carga positiva do
núcleo de um átomo com a carga dos elétrons em torno dele é descrito
pela carga parcial (δ) sobre cada átomo que forma a ligação, como você
pode visualizar na Figura 12.12.b
a
b
Figura 12.12: (a) Duas cargas de mesmo módulo q, separadas por uma distância
R, geram um dipolo cujo valor é d = qR. O dipolo aponta para a carga negativa.
(b) Numa ligação entre dois átomos, a carga sobre o átomo A é δA e sobre B, δB.
Numa ligação apolar, os dois átomos atraem elétrons com a mesma
intensidade. Tudo se passa como se a nuvem eletrônica ficasse igualmente
distribuída entre eles. Portanto, cada átomo fica com uma carga parcial
nula (δA = δB = 0) e não há momento de dipolo na ligação. É o que ocorre
com as ligações H-H na molécula de H2 ou Cl-Cl na molécula de Cl2.
Quando os átomos que formam a ligação têm eletronegatividades
distintas, a nuvem eletrônica se desloca para o átomo mais eletronegativo.
Este fica com uma carga parcial negativa (δ-), enquanto o outro fica com
carga parcial positiva (δ+). Gera-se, então, um dipolo cujo valor é o
produto do valor absoluto (δ) da carga parcial com a distância (R) entre
os átomos. É o que ocorre nas ligações O-H ou H-Br, por exemplo.
É importante que você saiba distinguir a carga parcial δ da carga formal ou do
número de oxidação de um átomo, que você aprendeu na Aula 10 (vale a pena
você revisar estes conceitos!). Numa ligação apolar, a carga parcial sobre cada
átomo é igual à carga formal, e ambas valem zero. Numa ligação completamente
iônica, a carga parcial é igual ao número de oxidação, pois nela há transferência
completa de elétrons para o átomo mais eletronegativo. Numa ligação polar,
a carga parcial é a que melhor representa a polaridade da ligação; ela não é
nem igual à carga formal nem ao número de oxidação. Infelizmente, não há
uma forma simples de calcular o seu valor.
182 C E D E R J
12
Numa molécula poliatômica, há várias ligações químicas.
AULA
A polaridade da molécula depende de dois fatores:
• polaridade de cada ligação;
• geometria da molécula.
Você com certeza compreende o porquê do primeiro fator.
Vamos explicar o segundo através de um exemplo simples. Considere
as moléculas de CO2 e H2O. Ambas são moléculas do tipo ABn, em
que um átomo central A está ligado a n átomos B. No CO2, há duas
ligações polares C=O, e na H2O, duas ligações O-H, também polares.
Você poderia supor que ambas as moléculas são polares, mas somente
a molécula de H2O o é; o CO2 é uma molécula apolar.
Já analisamos a geometria destes compostos na aula anterior e
sabemos que o CO2 é linear e a H2O é angular. A representação dos
dipolos das ligações combinada com a geometria de cada molécula é
ilustrada na Figura 12.13 a seguir. Você pode verificar através dela que,
no caso do CO2, os dipolos apontam para sentidos opostos, cancelandose mutuamente. O mesmo não acontece com os dipolos das ligações
OH na H2O. Há nesta molécula um dipolo resultante que aponta ao
longo da linha bissetriz do ângulo entre as ligações O-H, na direção do
átomo de O.
Figura 12.13: Os dipolos das ligações C=O se cancelam no CO2, mas os das ligações
O-H não se cancelam na molécula de H2O.
r
O momento de dipolo ( d ) é, na verdade, uma grandeza vetorial que se
caracteriza não só pelo seu valor absoluto (d) como também pela sua direção
r
e sentido. Quando há vários dipolos numa
r molécula, o dipolo resultante ( d ) é
obtido pela soma vetorial dos dipolos ( d i ) das ligações que formam a molécula.
Lembre-se da Física que:
r
1. um vetor ( v ) pode ser decomposto
r r r ao longo dos
r r em rsuas componentes
r
eixos cartesianos como v = x i + y j + zk , onde i , j , k são os vetores
unitários em cada um dos eixos. Se o vetor estiver no plano, só haverá
duas componentes;
r r
r
r
r
r
r
r
2. a soma de dois vetores v1 = x1 i + y1 j + z1k e v 2 = x 2 i + y 2 j + z 2 k é um
r
vetor v cujas componentes são x = x1 + x 2 , y = y1 + y 2 e z = z1 + z 2 .
Esta soma é representada pela regra do paralelogramo.
A Figura 12.14 ilustra estas duas propriedades vetoriais para o caso simples de
dois vetores no plano xy.
C E D E R J 183
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
a
b
Figura 12.14: Um vetor é caracterizado por suas componentes ao longo dos eixos
cartesianos; a soma de dois vetores é representada pela regra do paralelogramo.
É importante que você visualize a formação do dipolo resultante
na molécula de H2O decompondo cada um dos dipolos das ligações OH ao longo dos eixos dos x e dos y no plano xy que contém a molécula.
Você pode perceber que as componentes de cada dipolo de ligação ao
longo do eixo dos x têm o mesmo valor, mas em sentidos opostos – elas se
anulam. Já a componente y de cada dipolo tem o mesmo valor absoluto,
mas se reforçam, somando-se no eixo dos y. Assim, o vetor resultante fica
exatamente ao longo do eixo y, como ilustrado na Figura 12.15.
Figura 12.15: Na molécula de H2O, as componentes dos dipolos das ligações O-H
ao longo do eixo dos x se cancelam, e ao longo do eixo dos y se somam. O vetor
resultante aponta para o átomo de O, ao longo do eixo dos y.
!
Os argumentos utilizados para prever a polaridade do CO2 e da H2O são gerais e podem
ser resumidos da seguinte forma: se a soma dos dipolos das ligações (consideradas as suas
orientações) for nula, a molécula é apolar; se for diferente de zero, ela é polar.
184 C E D E R J
12
4. Determine a polaridade das moléculas a seguir; caso sejam polares,
indique onde aponta o dipolo resultante.
a) BF3
b) CH4
c) CF2Cl2
d) XeF4
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RESPOSTA COMENTADA
A primeira etapa para você resolver esta atividade é determinar a
estrutura de Lewis de cada composto. A seguir, utilizando-se as Tabelas
11.2 e 12.1, você pode determinar a geometria de cada molécula.
Construa a seguir os dipolos das ligações e verifique se eles se cancelam
(ou não) no espaço.
Já sabemos bastante sobre as moléculas envolvidas nesta atividade.
A molécula de BF3 é trigonal plana (Figura 11.3.a), a de CH4 e de
CF2Cl2 são tetraédricas (Figuras 11.1.a e 11.7) e a de XeF4 é quadrada
plana (Figura 12.8.b). Todas as ligações entre o átomo central e
qualquer outro átomo nestas moléculas são polares. A polaridade final
vai depender, portanto, da composição dos vetores que correspondem
aos dipolos das ligações em cada uma delas.
Na molécula de BF3 , os dipolos ficam dispostos como está mostrado na
Figura 12.16.a. Observe que todos os dipolos de ligação são iguais.
A trigonometria elementar mostra que as componentes ao longo
dos eixos dos x e dos y se anulam, de forma que a molécula é
apolar. O mesmo ocorre com a molécula de XeF4, cujos dipolos estão
representados na Figura 12.16.b. Esta molécula também é apolar.
A composição dos dipolos das moléculas de CH4 e CF2Cl2 é um pouco
mais difícil, pois o arranjo geométrico é tridimensional. Talvez fique mais
C E D E R J 185
AULA
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
fácil se você visualizar as geometrias por um outro ângulo. É o que
está ilustrado nas Figuras 12.16.c e d, juntamente com os dipolos das
ligações. No CH4, as duas ligações CH superiores formam um plano
e o dipolo resultante destas ligações aponta para cima. As ligações
inferiores também formam um plano, perpendicular ao superior, mas
o dipolo inferior resultante é colinear com o superior. Como todas as
ligações são iguais, o dipolo total é nulo e a molécula é apolar. No
CF2Cl2, os dipolos resultantes superior e inferior também são colineares,
mas não são do mesmo tamanho, e a molécula é polar. O dipolo
resultante das ligações C-F é maior que o das ligações C-Cl (devido
à diferença de eletronegatividade) e o dipolo total fica ao longo da
bissetriz das ligações C-F.
a
b
c
b
Figura 12.16: As moléculas de BF3, XeF4 e CH4 são apolares, mas a de
CF2Cl2 é polar com o dipolo apontando ao longo da bissetriz entre as
ligações C-F.
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12
AULA
CONCLUSÃO
A geometria de moléculas pode ser prevista com excelente
aproximação por um modelo simples, baseado na distribuição dos
pares de elétrons em torno de um ou mais átomos centrais. Entretanto,
a presença de pares de elétron não-ligantes e de ligações múltiplas distorce
os ângulos das ligações em relação ao previsto pelo modelo simples
RPECV. O arranjo geométrico da molécula é de fundamental importância
na determinação da sua polaridade, que resulta da composição dos
dipolos das ligações, considerando as suas orientações no espaço.
ATIVIDADE FINAL
Determine a geometria e a polaridade das espécies a seguir:
a. HBCl2
b. GeH4
c. SO3
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RESPOSTA COMENTADA
Você precisa escrever a estrutura de Lewis de cada composto, determinar a
geometria pelo método RPECV e compor os dipolos das ligações para formar
o dipolo resultante.
C E D E R J 187
Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II
Na molécula de HBCl2, o átomo de B é o átomo central. Ele é do grupo 3A,
tendo três elétrons de valência. Os átomos de H e Cl têm um e sete elétrons
de valência, respectivamente. Então, a estrutura de Lewis do BHCl2 é:
Observe que o B não tem o seu octeto completo neste composto; a ele estão
ligados três pares de elétrons (NPA = 3), todos ligantes (NPL =3, NPNL = 0).
Logo, o HBCl2 é trigonal plano. Na Figura 12.17 está a representação da
molécula, com os dipolos das ligações e o dipolo total. Este aponta ao longo da
bissetriz das ligações B-Cl, pois os átomos de Cl são bem mais eletronegativos
que o átomo de H.
Figura 12.17: A molécula de HBCl2 é polar com o dipolo resultante apontando
ao longo da bissetriz das ligações B-Cl.
O Ge (germânio) pertence ao grupo 4A, tendo quatro elétrons de valência.
Assim, a estrutura de Lewis do GeH4 é:
Vejam que NPA = 4, NPL = 4 e NPNL = 0. Logo, a molécula é tetraédrica e, tal
como no CH4 , é apolar (Veja a discussão sobre o CH4 na resposta comentada
da Atividade 4).
O S pertence ao grupo 6A, tal como o O. Há três estruturas de Lewis ressonantes
para o SO3
188 C E D E R J
12
Em qualquer uma delas, há três pares de elétrons em torno do átomo de S
AULA
(lembre-se de que a ligação dupla conta como um par!). Então, NPA = 3, NPL
= 3 e NPNL = 0. Desta forma, o SO3 é trigonal plano. Se você pensar que há
duas ligações simples e uma dupla, deve esperar que as distâncias das ligações
S-O e S=O sejam diferentes, o que está certo. Entretanto, convém lembrar que,
quando há ressonância de estruturas, a estrutura real do composto não pode
ser representada por nenhuma das estruturas ressonantes isoladamente. Na
verdade, as distâncias S-O no SO3 são todas iguais. Se assim for, a molécula
tem a mesma composição de dipolos que o BF3 , sendo apolar.
RESUMO
Nesta aula, aprendemos que o conhecimento do arranjo espacial dos átomos
formadores de uma molécula depende não apenas dos pares de elétrons em torno
dos átomos centrais, mas também da natureza destes pares. Também verificamos
que este arranjo é essencial para compreendermos por que algumas moléculas
são polares e outras não.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai estudar as reações de oxirredução, de grande importância
em muitos processos químicos e biológicos.
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Serviço gráfico realizado em parceria com a Fundação Santa Cabrini por intermédio do gerenciamento
laborativo e educacional da mão-de-obra de apenados do sistema prisional do Estado do Rio de Janeiro.
Maiores informações: www.santacabrini.rj.gov.br
978- 85- 7648- 385- 4