Atomística e Tp Brown

A Evolução dos Modelos Atômicos
• 400 a.C. – Modelo de Demócrito – Concepção filosófica de uma bolinha
maciça.
• 1803 – Modelo de Dalton – Bolinha maciça baseada em experiências.
• 1903 – Modelo de Thomson – Esfera sólida com carga positiva recheada
de elétrons de carga negativa.
• 1911 – Modelo de Rutherford – Núcleo positivo rodeado por elétrons
(negativos) girando em órbitas circulares.
• 1913 – Modelo de Bohr/Rutherford – Idêntico ao anterior, mas com
órbitas quantizadas.
• 1916 – Modelo de Sommerfeld – Elétrons em órbitas quantizadas,
circulares e elípticas, em torno de um núcleo (positivo).
• 1923 – Modelo Quântico-ondulatório (ou de orbitais) – Os elétrons são
considerados partícula/onda e posicionados em orbitais.
Teoria Atômica da Matéria
• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a
matéria é constituída de elementos indivisíveis.
• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era
constituído de entidades carregadas.
• John Dalton:
– Cada elemento é composto de átomos.
– Todos os átomos de um elemento são idênticos.
– Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
• Os compostos são formados quando átomos de mais de um
elemento se combinam.
Raios Catódicos e Elétrons
• Joseph John Thomson (1856-1940) – Físico inglês da
Univ. Cambridge – Prêmio Nobel. Bomba de raios catódicos
(1897).
• Um tubo de raios catódicos é um recipiente profundo com
um eletrodo em cada extremidade.
• Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos, e faz
com que partículas negativas se desloquem do eletrodo
negativo para o eletrodo positivo.
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de
um campo magnético.
Tubo de Raios Catódicos
Raios Catódicos e Elétrons
• Considerando os raios catódicos saindo do eletrodo positivo
através de um pequeno orifício, ao interagirem com um
campo magnético perpendicular a um campo elétrico
aplicado, os raios catódicos sofrem diferentes desvios.
– A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos
campos magnético e elétrico aplicados.
– Por sua vez, a quantidade do desvio também depende
da proporção carga-massa do elétron.
– Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar
sua massa.
• Em 1897, Thomson determinou que a proporção cargamassa de um elétron é 1,76 x 108 C/g.
A Descoberta da Estrutura Atômica
• Robert Millikan (1909) – Físico norte-americano. Ele
realizou o seguinte experimento:
• Gotas de óleo foram borrifadas sobre uma chapa carregada
positivamente contendo um pequeno orifício.
• À medida que as gotas de óleo passavam através do
orifício, elas eram carregadas negativamente.
• A gravidade forçava as gotas para baixo, enquanto o
campo elétrico aplicado forçava as gotas para cima.
• Quando uma gota estava perfeitamente equilibrada, seu
peso era igual à força de atração eletrostática entre a gota
e a chapa positiva. Assim, Millikan determinou que a carga
no elétron era de 1,602 x 10-19 C.
• Conhecendo a proporção carga/massa, 1,76 x 108 C/g,
Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g
(9,10939 x 10-28 g).
A Descoberta da Estrutura Atômica
A Descoberta do Elétron
• Considerando o seguinte experimento:
• Uma substância radioativa foi colocada em um anteparo
contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de
radiação fosse emitido pelo orifício.
• A radiação passava entre duas chapas eletricamente
carregadas e era detectada.
A Descoberta da Estrutura Atômica
• Três pontos são observados no detector:
– um ponto no sentido da chapa positiva,
– um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,
– um ponto no sentido da chapa negativa.
• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à
radiação que é negativamente carregada e tem massa
baixa; essa se chama radiação  (consiste de elétrons).
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra; essa se
chama radiação .
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada
negativamente corresponde à radiação carregada
positivamente e de massa alta; essa se chama radiação .
A Descoberta da Estrutura Atômica
• Pela separação da
radiação, concluiu-se que o
átomo consistia de
entidades neutras e
carregadas negativa e
positivamente.
• Thomson supôs que todas
essas espécies carregadas
eram encontradas em uma
esfera.
O Átomo com Núcleo
• Ernest Rutherford (1871-1937) – Físico britânico – com
base nas experiências de Hans Geiger e Ernest Marsden
(1911) executou o seguinte experimento:
• Uma fonte de partículas 
detector circular.
foi colocada na boca de um
• As partículas  foram lançadas através de um pedaço de
chapa de ouro.
• A maioria das partículas  passaram diretamente através da
chapa, sem desviar.
• Algumas partículas  foram desviadas com ângulos
grandes.
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o
resultado de Rutherford seria impossível.
O Átomo com Núcleo
• Ou seja, Rutherford realizou um bombardeamento de
partículas alfa (positivas e radioativas, emitidas a partir do
urânio) na superfície de placas de ouro muito finas.
O Átomo com Núcleo
• Para fazer com que a maioria das partículas  passasse
através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior
parte do átomo deveria consistir de carga negativa difusa
de massa baixa – o elétron.
• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das
partículas , o centro ou núcleo do átomo deveria ser
constituído de uma carga positiva densa – os prótons.
• Reflexão dos núcleos positivos (1:8000) – os prótons.
O Átomo com Núcleo
• Rutherford modificou o
modelo de Thomson da
seguinte maneira:
– Suponha que o átomo seja
esférico, mas a carga
positiva deve estar
localizada no centro, com
uma carga negativa difusa
em torno dele.
A Descoberta do Nêutron
• James Chadwick (1891-1974) – Físico britânico –
Irradiação do Be com partículas  emitia uma radiação
muito penetrante constituída por partículas neutras (1932).
• Nêutron – Partícula nuclear com massa quase idêntica a do
próton, mas com carga elétrica nula.
Partícula
Carga Relativa
Massa
Relativa
Carga
(C=coulombs)
Massa
Protón
+1
1,0
+1,6022 x 10-19 C
1,6727 x 10-24 g
Neutron
0
1,0
0
1,6727 x 10-24 g
Elétron
-1
0,00055
-1,6022 x 10-19 C
9,1095 x 10-28 g
O Modelo de Rutherford
• O átomo consiste de entidades neutras, positivas e
negativas (prótons, elétrons e nêutrons).
• A maior parte da massa do átomo (99,95% ou mais) está no
centro de carga positiva – núcleo – em torno do qual estão
os elétrons, de carga negativa. Os prótons e nêutrons estão
localizados no núcleo do átomo, que é pequeno.
• No núcleo pode haver um número variável de nêutrons para
o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo
número de prótons, mas números diferentes de nêutrons.
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte
do volume do átomo se deve aos elétrons.
• Os núcleos possuem diâmetros na ordem de 10-15 m (ou 10-3
pm), enquanto o diâmetro dos átomos fica em torno de
10-10 m (ou 100 pm), ou seja, os núcleos são cerca de
100.000 vezes menores do que os átomos.
A Descoberta da Estrutura Atômica
Número Atômico e Número de Massa
• Estrutura Nuclear – Rutherford (1911) – Bombardeio do núcleo N com
partículas alfa formavam núcleos de H, o que levou à descoberta do
próton, sendo este mais de 1.800 vezes maior do que o elétron.
O núcleo se caracteriza pelo número atômico e número de massa.
X
A
z
Número Atômico (Z) = Número de prótons no núcleo.
Número de Massa (A) = Número total de prótons e nêutrons no núcleo.
Para um elemento X, escreve-se:
Normalmente os átomos são eletricamente neutros, ou seja, o número
de prótons é igual ao número de elétrons.
Isótopos (1912) - São átomos que têm o mesmo número de prótons, mas
com número de nêutrons diferente.
Isótopos
Nuclídeo é uma certa espécie de núcleo caracterizada por número
atômico e número de massa bem definidos.
O Na (sódio) tem somente um isótopo natural, representado como se
segue:
Na, este é chamado sódio 23.
Já o O (oxigênio) natural é uma mistura de isótopos: 99,759% de 16O,
0,037% de 17O e 0,204% de 18O.
C (carbono) natural: 98,892%* de 12C + 1,107% de 13C.
* Abundância relativa do isótopo na natureza.
A Escala de Massa Atômica
Sabendo-se que os elementos naturais podem ser uma mistura de
isótopos e que cada isótopo tem sua massa característica, e como as
percentagens dos isótopos da maioria dos elementos naturais
permanecem praticamente constantes ao longo do tempo, o que Dalton
calculou foram as massas atômicas médias de elementos naturais.
Dalton não poderia pesar cada átomo isoladamente, o que ele poderia
calcular seria a relação entre a massa atômica média de um átomo e a
massa atômica média de outro. Estas massas atômicas relativas são os
pesos atômicos.
Ex.: 1,0000g de hidrogênio reagem com 15,873g de oxigênio para
formar água – para obter o peso atômico do oxigênio (tomando como
base o hidrogênio) – o peso atômico do oxigênio seria 7,9367 vezes a
massa do átomo médio de hidrogênio, ou seja, 7,9367g.
• Pesos Atômicos – São as médias das massas atômicas do elemento
natural expressas em unidades de massa atômica.
A escala de pesos atômicos de Dalton, baseada no hidrogênio, foi
substituída por uma baseada no oxigênio e depois (1961) pela escala
baseada na massa no carbono 12.
Esta escala, usada atualmente, depende de medidas de massa atômica
realizadas no espectrômetro de massa, que permite a medição exata
das massas a partir da comparação da massa de um átomo com a
massa de outro, escolhido como padrão.
Na escala de pesos atômicos em vigor, o padrão escolhido é o isótopo
do carbono 12 (12C) que tem, por convenção, exatamente 12 unidades
de massa atômica.
• Unidade de massa atômica (u) – É definida como uma unidade de
massa exatamente igual a um doze avos (1/12) da massa do átomo de
carbono 12.
A massa média do C: (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
Se 1 u = 1,66054 x 10-24 g e 1 g = 6,02214 x 1023 u, temos que a massa
do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23g.
O ESPECTRÔMETRO DE MASSA
Cálculo da massa atômica:
Massa atômica de Y = (massa atômica de Y1) x (% de Y1)/100 + (massa atômica de Y2)
x (% de Y2)/100
% de Y1 + % de Y2 + ... = 100%
O ESPECTRÔMETRO DE MASSA
Espectro de massa do cloro atômico
Isótopos
Massa atômica
Abundância
Cl-35
35,00 u
75,53%
Cl-37
37,00 u
24,47%
Massa atômica (média) = 35,45 u
Tabela Periódica - Histórico
•
J. W. Döbereiner (1817) – Tríades de Döbereiner – Grupos de três elementos
com propriedades semelhantes.
•
A. de Chancourtois (1862) – Parafuso de Telúrio – Agrupamento dos
elementos químicos sobre um parafuso, na ordem de suas massas atômicas; ao
se passar por uma vertical, encontra-se elementos com propriedades
semelhantes.
•
J. A. R. Newlands (1864) – Lei das Oitavas – Elementos químicos em ordem
crescente de massas atômicas; verificou que a cada oito elementos, as
propriedades se repetiam, como numa escala musical.
•
Dmitri I. Mendeleev e J. Lothar Meyer (1869) – Químicos russo e alemão,
respectivamente, tentaram organizar os elementos químicos de acordo com
seu peso atômico (propriedades químicas e físicas).
Eles descobriram, ao organizar os elementos na ordem crescente de seus
pesos atômicos, que poderiam agrupá-los em fileiras horizontais, de modo que
os elementos das colunas verticais tivessem propriedades semelhantes.
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam
periodicamente na seqüência de seus pesos atômicos (Lei da Periodicidade
de Mendeleev).
TABELA PERIÓDICA
Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) – Organização dos elementos na
ordem crescente de seus pesos atômicos (ou massas atômicas).
Mendeleev, 1871
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
-
Ti
V
Cr
Mn
Fe, Co, Ni
Cu*
Zn
-
-
As
Se
Br*
Ru, Rh, Pd**
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Cs
Ba
Rb
Sr
?
Zr
Nb
Mo
?
H
**
TABELA PERIÓDICA
H. G. J. Moseley (1887-1915) – Elementos dispostos na ordem crescente
dos números atômicos (1913); desaparecem as inversões da tabela de
Mendeleev.
As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (1-8) (ou famílias – 118).
Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais.
Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um
grupo:
•
•
•
•
•
Metais alcalinos  Grupo 1 (1A)
Metais alcalinos terrosos  Grupo 2 (2A)
Calcogênios  Grupo 16 (6A)
Halogênios  Grupo 17 (7A)
Gases nobres  Grupo 18 (8A)
As linhas na tabela periódica chamam-se períodos (1 a 7).
A Tabela Periódica
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de modo
significativo.
• Como consequência dessa organização, existem propriedades
periódicas associadas à tabela periódica.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Nomenclatura  IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry )
Períodos – Conjunto de elementos em qualquer fileira horizontal
da Tabela Periódica.
•
•
•
•
•
•
•
1o Período – Muito curto – Tem 2 elementos (H e He)
2o Período – Curto
– Tem 8 elementos (do Li ao Ne)
3o Período – Curto
– Tem 8 elementos (do Na ao Ar)
4o Período – Longo
– Tem 18 elementos (do K ao Kr)
5o Período – Longo
– Tem 18 elementos (do Ru ao Xe)
6o Período – Super Longo – Tem 32 elementos (do Cs ao Rn)
7o Período – Incompleto – Tem 23 elementos (do Fr ao 109)
No 6o período, a terceira quadrícula encerra 15 elementos (do lantânio
ao lutércio) que, por comodidade, estão indicados numa linha fora e
abaixo da tabela. Começando pelo lantânio, esses elementos formam a
chamada série dos Lantanídios.
Analogamente, no 7o período, a terceira quadrícula também encerra 15
elementos químicos (do actínio até o laurêncio) que estão indicados na
segunda linha fora e abaixo da tabela. Começando com o actínio, eles
formam a série dos Actinídios.
Grupos (ou Famílias) – Conjunto de elementos em qualquer
coluna da Tabela Periódica.
• O hidrogênio (H) - coluna 1A - não é um metal alcalino. Pelo contrário, o
hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos, que
algumas classificações preferem colocá-lo fora da tabela.
• O alumínio (Al) é chamado de metal terroso por ser um constituinte da
terra e do barro. Essa designação se estende aos demais elementos da
família 3A.
• Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo
nome do primeiro elemento que nela aparece – por exemplo, os da
coluna 5A são chamados de elementos da família do nitrogênio (N).
• As colunas A são as mais importantes da tabela; seus elementos são
denominados elementos representativos da Classificação Periódica.
Em cada coluna A, a semelhança das propriedades químicas entre os
elementos é máxima.
• Os elementos das colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B e 2B constituem
os chamados elementos de transição. Notar que a coluna 8B é tripla.
Outra separação importante, existente na Classificação
Periódica é a que divide os elementos em metais, nãometais (ou ametais) e semi-metais (ou metalóides).
• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela
periódica – têm brilho característico e em geral são bons
condutores de calor e eletricidade; com exceção do Hg,
são sólidos à temperatura ambiente, maleáveis e
dúcteis.
• Os não-metais estão localizados na parte superior do
lado direito da tabela periódica – são elementos que não
exibem características metálicas; a maior parte é gasosa
ou sólida (quebradiços), a não ser o Br, que é líquido.
• Os metalóides ou semi-metais estão localizados no
espaço entre os metais e os não-metais – apresentam
propriedades tanto de metais quanto de não-metais.
Grupo 1A: Família dos Metais Alcalinos
Grupo 2A: Família dos Metais Alcalinos Terrosos
Grupo 3A: Família do Boro
Grupo 4A: Família do Carbono
Grupo 5A: Família do Nitrogênio
Grupo 6A: Família dos Calcogênios
Grupo 7A: Família dos Halogênios
Grupo 8A: Família dos Gases Nobres
1
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
2
3
4
5
6
7
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
8
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
TABELA PERIÓDICA
Grupo dos Elementos de Transição: Grupo 3B ao 2B
• Elementos pobres de elétrons  Grupo 3B ao 7B
• Elementos ricos de elétrons  Grupo 8B ao grupo 2B
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Elementos de Transição Interna: 14 grupos
Lantanídeos
La
Ce
Pr
Nd
Ac
Th
Pa
U
P
m
Np
S
m
Pu
e
Actinideos
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
A
m
C
m
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
•
O número do período é o valor de n.
•
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
•
Os grupos 3A a 8A têm o orbital p preenchido.
•
Os grupos 3B a 2B têm o orbital d preenchido.
•
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configuração eletrônica dos elementos com Z = 1 a 10
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
Resumindo, temos:
• Grupo IA – ns 1
• Grupo IIA – ns 2
• Grupo IIIA – ns 2 np 1
• Grupo IVA – ns 2 np 2
• Grupo VA – ns 2 np 3
• Grupo VIA – ns 2 np 4
• Grupo VIIA – ns 2 np 5
• Grupo VIIIA – ns 2 np 6
Em geral, a formação de íons ocorre pela transferência (ganho ou perda)
de um ou mais elétrons de valência.
• Na – 1s2 2s2 2p 6 3s 1
• Al – 1s2 2s2 2p 6 3s2 3p 1
• Ti – [Ar] 3d 2 4s2
Elementos de valência variável:
• Fe – [Ar] 3d 6 4s2 passa a Fe (II) – [Ar] 3d 6 e Fe (III) – [Ar] 3d 5
• Cu – [Ar] 3d 10 4s 1 passa a Cu (I) – [Ar] 3d 10 e Cu (II) – [Ar] 3d 9
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÍONS
SÍMBOLOS, FÓRMULAS E MOLÉCULAS
• O símbolo identifica e representa o elemento químico.
• Moléculas – Reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si, que
podem ser do mesmo elemento (O2, H2, Cl2) ou de diferentes elementos
(HCl, C6H12O6).
• Cada molécula tem uma fórmula química, que indica os átomos
constituintes da molécula e a proporção em que eles são encontrados
(coeficiente estequiométrico).
• Fórmula Molecular
– Fórmula química que constitui a notação que usa símbolos atômicos
e índices numéricos para as proporçõs relativas dos átomos dos
diferentes elementos na molécula.
– Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4.
• Fórmulas Mínimas
– Fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos
átomos em uma molécula.
– Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4.
Moléculas e Compostos Moleculares
Moléculas e Fórmulas Químicas
Moléculas e Fórmulas Moleculares
Desenhando as Moléculas
A fórmula estrutural fornece a conectividade entre átomos individuais
na molécula.
ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS
Átomo Neutro – Número de elétrons é igual ao número de prótons.
Um átomo, no entanto, pode adquirir carga positiva ou negativa,
que se dá pelo ganho ou pela perda de elétrons na região extranuclear.
Quando um átomo (ou molécula) perde elétrons, ele adquire carga
positiva, e é chamado de cátion.
O raio de um cátion é sempre menor que o raio do átomo neutro de
onde ele provém.
Espécies químicas que perdem elétrons sofrem um processo
denominado oxidação.
Al  Al3+ + 3e- (perdeu 3 e-)
Fe  Fe2+ + 2e- (perdeu 2 e-)
Na  Na+ + 1e- (perdeu 1 e-)
Fe  Fe3+ + 3e- (perdeu 3 e-)
• Quando um átomo (ou molécula) ganha elétrons, ele adquire carga
negativa, e é chamado de ânion.
• O raio dos ânions serão sempre maiores do que os raios dos átomos
de onde eles provêm.
Espécies químicas que ganham elétrons sofrem um processo
denominado redução.
Cl + 1e-  Cl- (ganhou 1 e-)
N + 3e-  N3- (ganhou 3 e-)
O + 2e-  O2- (ganhou 2 e-)
S + 2e-  S2- (ganhou 2 e-)
• Um átomo (ou molécula) pode perder (ou ganhar) mais de um elétron.
• Em geral, elementos metálicos tendem a perder elétrons para se
transformarem em cátions, ao passo que elementos não-metálicos
tendem a ganhar elétrons para formarem ânions.
• Previsão das Cargas Iônicas – O número de elétrons que um átomo
perde (ou ganha) está relacionado com a sua posição na tabela
periódica.
Previsão das Cargas Iônicas
Tendem a ganhar
elétrons.
Tendem a perder elétrons.
Estruturas Eletrônicas de Pontos
As estruturas eletrônicas de pontos são as representações
abreviadas da estrutura do átomo (notação ou estrutura de Lewis).
Indicam somente os elétrons de valência.
Exemplos:
Na
C
Ar
Estruturas de Kekulé – Fórmulas estruturais de traços.
Formação dos Íons e Tabela Periódica: O número de elétrons de
valência de um elemento pode ser obtido a partir da Tabela
Periódica - ele é igual ao número do grupo do elemento.
H
Li
Na
Etc.
Be
Mg
…
…
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
He
Ne
Ar
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÍONS
• Cátions: Os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior
número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5)
• Ânions: Os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n
disponível:
F (1s2 2s2 2p5)  F- (1s2 2s2 2p6)
Os compostos iônicos são geralmente sólidos, com pontos de fusão elevados
(maiores que 1000oC). Tendem a ser solúveis em solvente polares (água) e,
em geral, são denominados sais.
Exemplos: KCl, LiF, NaI, NaCl.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Elétrons de Valência – As reações químicas são conseqüência da perda,
ganho, compartilhamento ou rearranjo dos elétrons de valência.
O que mantêm os átomos unidos são as ligações químicas.
Os elétrons de valência que não são usados nas ligações são
chamados elétrons não ligantes ou pares isolados de elétrons.
As primeiras explicações sobre as ligações químicas foram propostas
por Lewis e Kössel. Os átomos são considerados estáveis quando o
seu nível mais alto de energia se encontra preenchido, apresentando
oito elétrons – gases nobres – exceção He (1s2).
Quando o átomo não possui oito elétrons no seu nível de valência, ele
pode perder, ganhar ou compartilhar elétrons com outros átomos de
modo a alcançar uma estrutura mais estável (de menor energia
potencial).
REGRA DO OCTETO – Tendência de os átomos nas moléculas terem oito
elétrons nas respectivas camadas de valência.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
As ligações químicas podem ser classificadas em:
a). Ligações Iônicas – Formadas pela transferência de um ou mais
elétrons de um átomo para o outro, gerando íons de cargas
opostas, que se atraem mutuamente (atração eletrostática).
Exemplos:
Na + Cl
Cl
Mg + Cl
Na+ + Cl – (NaCl)
Mg2+ + Cl – (MgCl2)
b). Ligações Covalentes – Formadas a partir de átomos com
eletronegatividade semelhante, através do emparelhamento de
elétrons, a fim de obterem a configuração de um gás nobre (regra
do octeto).
Exemplos:
Cl + Cl
H
H + N +
Cl
Cl (Cl2)
H
H
H – N – H (NH3)
• Ligações Covalentes Coordenadas – Quando se formam ligações
entre átomos em que ambos doam um elétron, temos:
A + B
A:B
A ligação covalente coordenada é a ligação formada quando os dois
elétrons da ligação provêm de um mesmo átomo:
A + :B
A:B
A ligação covalente coordenada não é essencialmente diferente de
outras ligações covalentes, envolve o compartilhamento de um par de
elétrons por dois átomos.
Exemplo: NH4+
• Ligações Múltiplas – É possível que os átomos compartilhem mais de
um par de elétrons. Assim, uma ligação dupla é uma ligação covalente
na qual dois átomos compartilham dois elétrons. A ligação tripla é uma
ligação covalente na qual dois átomos compartilham três pares de
elétrons.
Exemplos:
O + C +
O
O=C=O (CO2)
C
C
Etileno
C
C
Acetileno
• Ligações Covalentes Polares, Apolares e Eletronegatividade
Uma ligação covalente polar é uma ligação covalente na qual a nuvem
eletrônica se encontra distorcida na direção do elemento mais
eletronegativo.
H:H
Covalente
apolar
H : Cl :
Covalente
polar
Na+ : Cl : Iônica
Compostos Iônicos
Não existem moléculas de NaCl facilmente identificáveis na rede iônica,
portanto, não se pode usar fórmulas moleculares para descrevermos
substâncias iônicas.
Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre
substâncias.
Compostos Iônicos
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Considerando a formação do Mg3N2:
O magnésio perde dois elétrons para se transformar no íon Mg2+.
O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar no íon N3-.
Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e
ganhos deve ser igual.
No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só
pode receber elétrons de três em três.
Conseqüentemente, o Mg precisa perder 6 elétrons (2 x 3) e o N
precisa ganhar esses 6 elétrons (3 x 2).
Isto é, 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg2+ (totalizando 3 x
2+ cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N3- (totalizando
2 x 3- cargas).
Portanto, a fórmula é Mg3N2.
Nomeclatura de Compostos Inorgânicos
• A nomenclatura de compostos é dividida em compostos orgânicos
(aqueles que contêm C) e compostos inorgânicos (o resto da tabela
periódica).
• Os cátions formados a partir de um metal têm o mesmo nome do
metal.
– Exemplo: Na+ = íon de sódio.
• Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é indicada
entre parênteses no nome.
– Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II).
• Os cátions formados de não-metais têm a terminação -io.
– Exemplo: NH4+ íon amônio.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
A lei da periodicidade afirma que, quando os elementos são dispostos
pelos seus números atômicos (Z), as propriedades físicas (raio atômico,
energia de ionização, afinidade ao elétron) e químicas (ligações
químicas) variam periodicamente.
Ou seja, as semelhanças nas propriedades periódicas dos elementos
são uma conseqüência da semelhança nas configurações eletrônicas
da camada de valência.
Raio Atômico – É a metade da distância entre os núcleos de dois
átomos vizinhos. É uma medida comparativa, normalmente obtida a
partir do raio covalente.
Quando o elemento não forma compostos moleculares, os raios
atômicos são estimados com base na distribuição eletrônica.
O tamanho do átomo é determinado pelos seus elétrons mais externos
(mais afastados do núcleo).
DETERMINAÇÃO DO RAIO ATÔMICO
Em um mesmo período (n iguais), o aumento do número de elétrons
(externos) e de prótons (núcleo), aumenta a atração entre o núcleo do
átomo e os elétrons, diminuindo o tamanho raio atômico.
A medida que
os períodos
aumentam, os
orbitais
atômicos se
tornam
maiores,
aumentando o
tamanho do
raio atômico.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI)
• Em geral, os elétrons estão posicionados de tal maneira nas camadas e
subcamadas, que a energia total do átomo seja a menor possível.
• Os íons positivos (cátions) se formam pela remoção de um ou mais
elétrons de um átomo, e energia de ionização (EI) é definida como a
energia (kJ/mol) necessária para retirar um elétron de um átomo em
fase gasosa.
• A remoção de um elétron de um átomo aumenta a força de atração
entre o núcleo (+) e os elétrons restantes.
• A segunda energia de ionização é sempre maior que a primeira, pois o
elétron é removido de um íon de carga positiva, enquanto na primeira
EI, o elétron é removido de um átomo neutro.
Aumenta a energia de ionização (com o aumento de Z)
Aumenta a energia de ionização (elétrons mais distantes do núcleo)
COMPARAÇÃO ENTRE RAIO ATÔMICO E RAIO IÔNICO
A dimensão do raio iônico irá depender se o íon considerado é
um cátion (íon positivo) ou um ânion (íon negativo).
COMPARAÇÃO DO RAIO ATÔMICO E RAIO IÔNICO
AFINIDADE AO ELÉTRON (ELETRONEGATIVIDADE)
É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo em fase
gasosa.
Nos halogênios, o elétron adicionado ocupa a última vaga no orbital p.
F – [He] 2s2 2p5 passa a [He] 2s2 2p6
No oxigênio (O) e no enxofre (S), os elétrons ocupam as duas vagas do
orbital p.
S – [Ne] 3s2 3p4 passa a [Ne] 3s2 3p6
ELEMENTOS NECESSÁRIOS AOS ORGANISMOS VIVOS
 Vermelho indica os elementos mais abundantes nos sistemas vivos.
 Azul indica os próximos cinco elementos mais abundantes.
 Verde indica os elementos necessários em micro-quantidades.