Aula 02

BC-1302 – Química dos elementos
Aula 01
PERIODICIDADE E
HIDROGÊNIO
1
BC-1302 – Química dos elementos
Teorias atômicas
John Dalton
(1776-1844)
BC-1302 – Química dos elementos
Teorias atômicas
J. J. Thomson
(1897)
BC-1302 – Química dos elementos
Teorias atômicas
Ernest Rutherford
(1908)
BC-1302 – Química dos elementos
Teorias atômicas
Ernest Rutherford
(1908)
Problemas do modelo proposto:
1) uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma
carga positiva parada, adquire movimento espiralado em direção à
carga positiva acabando por colidir com ela;
2) uma carga em movimento perde energia constantemente, emitindo
radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não
emite radiação.
BC-1302 – Química dos elementos
Teorias atômicas
Niels Bohr
(1913)
Propôs que os elétrons circulavam em órbitas com energias definidas e
que um elétron num átomo pode adquirir apenas certas energias.
- Quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do
núcleo.
Um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver
em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento
ao redor do núcleo em quaisquer órbitas.
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Teorias atômicas
Erwin Shrödinger
Teorias atômicas
Um elétron ao redor do núcleo pode
ser interpretado como uma
Energia
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Partícula na Caixa
Energia
potencial
Função matemática
do elétron
das coordenadas de
Energia totalno núcleo
posição
L
Uma partícula em um recipiente não pode ter energia igual a
zero, ou seja, não pode estar parada quando confinada a um
determinado volume.
Teorias atômicas
BC-1302 – Química dos elementos
Quatro números quânticos: são fornecidos pela resolução da equação de
Schrödinger
No quântico principal: CAMADA (n = 1, 2, 3, 4...)
No quântico momento angular orbital: SUBCAMADA (l = 0, 1, 2, 3... = s p d f
...)
No quântico magnético (m = -l, 0, +l)
No quântico magnético de spin (ms = +1/2, -1/2)
Todo elétron pode ser descrito por quatro números quânticos
Cada elétron em um átomo tem um único conjunto de quatro
números quânticos = Princípio de exclusão de Pauli
Orbital p
Orbital s
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Teorias atômicas
Orbitais d
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Teorias atômicas
Orbital f
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Teorias atômicas
Teorias atômicas
BC-1302 – Química dos elementos
Então, como se dá o preenchimento para que se
tenha a configuração de mais baixa energia?
Diagrama de Linus Pauling
Teorias atômicas
BC-1302 – Química dos elementos
E porque os orbitais tem energia
diferentes dentro de uma mesma camada?
Repulsões inter-eletrônicas!
Forças de atração pelo núcleo e
repulsão elétron-elétron
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Periodicidade
Período
Grupo
15
Periodicidade
Energia de ionização
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
16
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Periodicidade
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HIDROGÊNIO
18
BC-1302 – Química dos elementos
Abundância
19
Propriedades do hidrogênio
Isótopos do hidrogênio
BC-1302 – Química dos elementos
•
•
•
•
•
•
É o átomo mais simples, formado apenas por 2 partículas subatômicas: 1
próton e 1 elétron
Configuração eletrônica: 1s1
Existem três isótopos para o hidrogênio: Hidrogênio 11H, deutério 21H, e trítio
3 H.
1
O deutério (D) é cerca de 0,0156 % da abundância natural do H.
O trítio (T) é radioativo com uma meia-vida de 12,3 anos que decai pela perda
de uma partícula β e forma um isótopo do He.
O deutério e o trítio são substituídos por H em compostos para fornecer um
marcador molecular. Esses compostos são marcados, por exemplo D2O.
20
orto- e para- Hidrogênio
BC-1302 – Química dos elementos
•
•
•
•
•
Molécula de H2
O núcleo do átomo pode apresentar spin nuclear
Diferenças nas energias internas resultam em diferentes propriedades
físicas (PE, calor específico, condutividade térmica)
Forma para-hidrogênio é a espécie de menor energia (0 absoluto =
100% nessa forma)
Altas temperatura contém cerca de 75% de orto-hidrogênio
orto- hidrogênio
Spins paralelos
para- hidrogênio
Spins opostos
21
Posição na tabela periódica
BC-1302 – Química dos elementos
•
•
•
é único.
tem uma configuração eletrônica 1s1, logo, ele é colocado acima do
Li na tabela periódica.
é significativamente menos reativo do que os metais alcalinos.
1
H
Não é metal pois existe na forma de molécula diatômica H2.
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Posição na tabela periódica
•
pode ganhar um elétron para formar H-, o qual tem a configuração
eletrônica do He. Conseqüentemente, o H poderia ser colocado
acima dos halogênios.
•
Forma elementar a 25oC, 1 atm: H2 Gás insípido, incolor e inodoro
17
H
Posição na tabela periódica
BC-1302 – Química dos elementos
•
•
•
Nível mais externo semi-preenchido
Semelhanças no comportamento químico de H-H, C-H, Si-H e C-C
Poderia ser colocado acima do Grupo do carbono (grupo 14)
14
H
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Posição na tabela periódica
H
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Obtenção
• Subproduto do Refino de Petróleo
CH4 (g) + H2O Ni
(g) → CO (g) + 3 H2 (g)
1000oC
C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g)
Fe
CO (g) + H2O (g)
→ CO2 (g) + H2 (g)
Reforma a vapor
Reação do gás de água
Reação de deslocamento
• Remoção do CO2
K2CO3 + CO2 + H2O → 2KHCO3
2HOCH2CH2NH2 + CO2 + H2O → (HOCH2CH2NH2)2CO3
26
Obtenção – H2 alta pureza
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• Eletrólise da água
2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g)
27
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Obtenção – H2 alta pureza
Potenciais padrão de redução
E0 = - 0,83 - 0,40 = - 1,23 V
A temperatura de operação oscila entre 70 e 90 ºC.
Voltagens por célula têm valores compreendidos entre 1,8 e 2,2 V.
Cátodos de aço e o ânodo é niquelado.
28
Obtenção – H2 em laboratório

1) reação entre um ácido forte (HCl) e um metal
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Zn (s) + H3O+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g) + 2H2O (l)
Eo = 0 - (- 0,76) = + 0,76 V espontânea
29
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Obtenção – H2 em laboratório
30
Obtenção – H2 em laboratório
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
2) reação entre a água e um metal alcalino
2 Na (s) + H2O (l) → 2 Na+ (aq) + H2 (g) + 2 OH- (aq)
Eo = -0,42 - (- 2,71) = + 2,29 espontânea
31
Principais compostos
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Hidrogênio: pode formar tanto o cátion (H+) como o ânion (H-, hidreto)
Eletronegatividade intermediária permite a formação de ligação covalente
com muitos elementos. Com elementos metálicos fortemente eletropositivo
forma compostos iônicos.
H-: raio grande com pequena carga nuclear (1 próton).
O elétron é facilmente perdido, com baixa energia requerida.
Hidretos são, portanto, agentes redutores muito poderosos.
→ NaOH (aq) + H2 (g)
NaH (s) + H2O (l) Ni
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Principais compostos
Classificação dos Compostos Binários de Hidrogênio (Hidretos)
Sc
Cd
Hg
Principais compostos
• Hidretos salinos: compostos iônicos formados com os metais do
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bloco s, exceto Be e Mg.
- Sólido brancos, cristalinos, alto ponto de fusão
- Reagem com água liberando H2
∆ 2 KH
2 K (s) + H2 (g) →
(s)
NaH (s) + H2O (l) → NaOH (aq) + H2 (g)
• Hidretos metálicos: sólidos condutores elétricos formados com metais
do bloco d podem ter composição variável (não estequiométrico).
- Sólidos pretos obtidos pelo aquecimento do
metal com H2
- Liberam H2 em contato com ácidos (ou
quando aquecidos)
ZrH1,3 ZrH1,75
Ambos os hidretos (salinos e metálicos) tem alta
densidade de entalpia, desejáveis em combustíveis
portáteis.
Hidrogênio ocupam os interstícios
Podem ser utilizados para armazenamento e
entre os átomos metálicos
transporte de H2.
Principais compostos
• Hidretos Moleculares: compostos covalentes formados com
elementos do bloco p.
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CH4 – Tetraédrico
109,5o
Hidrocarbonetos: empregados como gases, líquidos e sólidos em
combustíveis e como matéria prima para diversos produtos industriais
Principais compostos
• Hidretos Moleculares: compostos covalentes formados com
elementos do bloco p.
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NH3 – Piramidal
107o
A orientação dos pares isolados como representado pela teoria VSEPR
Aplicações
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
16.000.000.000 Kg NH3/ano EUA
industriais
(80% fertilizante)
Preparação de amônia
Processo Haber (Fritz Haber, 1868-1934)
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
• Alta pressão: desloca o equilibrio para menor volume.
• Retirada da amônia formada
• Alta temperatura
Principais compostos
• Hidretos Moleculares: compostos covalentes formados com
elementos do bloco p.
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H2O – Angular
104,5o
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Ligações de hidrogênio
Pontos de ebulição dos compostos de hidrogênio binários do bloco-p.
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Ligação de hidrogênio
Flutuação na água
dgelo < dágua
Células unitárias hexagonais resultando em
estruturas bastante abertas
mgelo/Vgelo < mágua/Vágua
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Ligação de hidrogênio
Ácidos e Bases
•
Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases
BC-1302 – Química dos elementos
aumentam a

[OH-] em solução.
•
Arrhenius: ácido + base → sal + água.
•
Problema: a definição nos limita à solução aquosa.
42
Ácidos e Bases
Bronsted-Lowry

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•
O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um
próton, um elétron e nenhum nêutron.)
•
Em água, o H+(aq) forma aglomerados.
•
O aglomerado mais simples é o H3O+(aq). Aglomerados maiores são
H5O2+ e H9O4+.
•
•
Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.
O ácido doa H3O+ e a base recebe H3O+
•
A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-.
•
A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base.
•
As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto
como bases.
43
Ácidos e bases
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
Lewis
•
Ácido: receptor de par de elétrons.
•
Base: doador de par de elétrons.
•
Não precisam conter prótons (definição mais abrangente).
•
Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto
(ex.: BF3).
•
Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de
Lewis.
•
Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual
os pares de elétrons possam ser doados).
44
BC-1302 – Química dos elementos
Ácidos
Ácido – doador de prótons
Base – receptor de prótons
- Força dos Hidrácidos, segundo a teoria de
Brönsted-Lowry
HF < HCl < HBr < HI
1 - Quanto mais fraca a ligação H-A, mais forte é o
ácido (grupo)
2- Quanto mais polar a ligação H-A, mais forte é o
ácido (período)
Energia de ligação
Ácidos – Oxiácidos
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Hidrogênio ligados ao Oxigênio, ligação com diferença
grande de polaridade
G17:
HCl, HClO, HClO2, HClO3,
HClO4
(igual para Br e I; HF somente)
G16:
H2S, H2SO3, H2SO4 (Se e Te)
G15:
NH3, HNO3, HNO2
PH3, H3PO3, H3PO4
G14:
CH4, H2CO3
SiH4, H4SiO4
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Ácidos – Oxiácidos
Ácidos – Oxiácidos
BC-1302 – Química dos elementos
1 - Quanto maior o número de átomos de oxigênio ligados ao átomo central,
mais forte é o ácido.
2 - Para o mesmo número de O ligados ao átomo central, quanto maior
a eletronegatividade do átomo central, mais forte é o ácido.
Aplicações industriais
Importância industrial do H2SO4
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Produção de 40 milhões de ton/ano
S (s) + O2 (g) → SO2 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l)
Quando puro é incolor, inodoro e tem aspecto oleoso.É fumegante
pois se decompõem em H2O e SO3.
O maior emprego isolado do ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes
(65%). É ainda utilizado na fabricação de couro, na purificação do petróleo e
no tingimento dos tecidos. Na indústria química, em geral, ele pode ser usado
como agente ácido desidratante (para processos químicos orgânicos e
petroquímicos). Na indústria de papel e celulose o ácido sulfúrico é utilizado na
polpação e também possui aplicação na indústria têxtil e de fibras. Na indústria
de açúcar e álcool ele tem aplicação no preparo do caldo para decantação. A
indústria alimentícia utiliza-o para produção de ácido cítrico e láctico. O ácido
sulfúrico também é utilizado em processos de sulfonação orgânica, para
detergentes e indústrias farmacêuticas.
Aplicações industriais
Industrias Brasileiras
6300000
6100000
Produção Brasileira (t/ano)
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Evolução da produção brasileira total de
ácido sulfúrico (t/ano):
5900000
5700000
5500000
5300000
5100000
4900000
4700000
4500000
1998
1999
2000
2001
Ano
2002
2003
2004
BC-1302 – Química dos elementos
Aplicações industriais
Reagente para reações
químicas
Extração de metais:
Zn2+(aq) + H2 (g) → Zn (s) + 2H3O+ (aq)
Gordura Saturada
H2 (g) + …C=C… (l) → …CH-CH… (s)
Fertilizantes e
Plásticos
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Combustível de
foguete