Quimica Geral I

Estrutura Atômica

Modelo atômico de Dalton (1803)
−
Toda matéria é composta de partículas
fundamentais, os átomos;
−
Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles
não podem ser criados nem destruídos;
−
Os elementos são caracterizados por seus átomos.
Todos os átomos de um dado elemento são
idênticos em todos os aspectos. Átomos de
diferentes elementos tem diferentes propriedades;
Estrutura Atômica

Modelo atômico de Dalton (1803)
−
As transformações químicas consistem em uma
combinação, separação ou rearranjo de átomos;
16X
+
8Y
8X 2Y
Estrutura Atômica

Modelo atômico de Dalton (1803)
−
Compostos químicos são formados de átomos de
dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Estrutura Atômica

Tubo de raios catódicos (1850)
A baixas pressões de
gás, verifica-se que um
raio deixa o catodo e
viaja para o anodo
Incandescência
observada nos pontos
A, B e C e no gás
residual do tubo
Estrutura Atômica

Tubo de raios catódicos (1850)
Estrutura Atômica

J.J.Thompson (1887)
−
−
−
−
Partículas em raio catódico são carregadas
negativamente;
São independentes do material do catodo e sempre
tem as mesmas propriedades;
Logo estão presentes em toda a matéria;
Cálculo da razão carga/massa do elétron:
-1,76 x 108C/g
Estrutura Atômica

Experimento de Millikan (1908)
Estrutura Atômica

Irradiação do ar ao redor das gotículas de óleo;

Captura dos elétrons pelas gotículas de óleo;




Aplica-se uma diferença de potencial de forma a
“frear” o movimento do óleo;
Determinação da carga nas gotículas-> Múltiplos de
1,6 x 10-19 C;
Logo cada elétron carregava 1,6 x 10-19 C;
Pela sua razão carga/massa, calcula-se que a massa
do elétron é 9,1 x 10-31 kg.
Estrutura Atômica

Tubo de Raio Canal (1886)
Estrutura Atômica




Raio canal -> Composto por partículas carregadas
positivamente;
Tais partículas não são todas iguais, pois possuem
diferentes cargas -> Múltiplos de 1,6 x 10-19 C;
CONCLUSÃO: Em tubos de raio catódico e de raio
canal, os elétrons deixam o catodo em direção ao
anodo e colidem com as moléculas de gás no tubo, o
que as deixa com carga positiva;
Logo moléculas e átomos cnsistem de partículas
positivas e elétrons com carga negativa.
Estrutura Atômica

Modelo atômico de Thomson (1898)
Estrutura Atômica

Experimento de Rutherford, Geiger e
Marsden(1911)
Estrutura Atômica



Desvios pequenos -> O átomo de Thomson explica;
Distribuição difusa de massa -> Partícula alfa não é
influenciada por baixas concentrações de cargas
positivas/negativas;
Desvios grandes -> Partículas alfa que passam
próximas ao núcleo são fortemente repelidas pela
carga nuclear.
Estrutura Atômica

Modelo atômico de Rutherford (1911)
Dilema do átomo estável
•
O elétron está parado:
–
•
A atração elétron-núcleo faria o elétron colidir
com o núcleo;
O elétron está em movimento nas órbitas de
Rutherford:
–
Movimento acelerado leva a mudança de órbita
do elétron devido a emissão de luz;
–
Trajetória em espiral também leva a colisão do
elétron com o núcleo.
Propriedades das ondas
Comprimento de onda (Wavelength, λ) é a distância entre pontos
idênticos de ondas sucessivas;
Amplitude é a distância vertical entre a linha do meio da onda ao pico.
Propriedades das ondas
Frequência (ν) é o número de ondas que passa em um ponto
particular em 1 segundo (Hz = 1 ciclo/s).
A velocidade (u) da onda = λ x ν
Maxwell (1873) propôs que a luz visível consiste de
ondas eletromagnéticas
Componente do campo elétrico
Radiação eletromagnética
é a emissão e transmissão
de energia sob a forma de
ondas eletromagnéticas
Componente do campo
magnético
Velocidade da luz (c) no vácuo=3,00 x 108 m/s
Toda radiação eletromagnética
λxν=c
Espectro eletromagnético
Espectro de linhas
Espectro de linhas

Final do século XIX → Equação de Rydberg
(1/λ)=ZR((1/n12)-(1/n22)); n2>n1
R-> Constante de Rydberg = 0,010974 nm-1
Z-> Número atômico
Espectro de linhas
Série de Lyman (Ultravioleta)
n1=1 e n2=2,3,4,5....
Série de Balmer (Visível)
n1=2 e n2=3,4,5,6....
Série de Paschen (Infravermelho)
n1=3 e n2=4,5,6,7....
Espectro de linhas
Radiação do corpo negro


Em temperaturas menores que 600oC, a radiação térmica
emitida é na região do infravermelho;
Aumento da temperatura leva a emissão de radiação na
região do visível;
LEI DE RAYLEIGH-JEANS
P(λ,T)=8πkTλ−4
k é a CONSTANTE DE BOLTZMANN (1,38 X 10-23J/k)

Planck → Função empírica que se ajusta aos dados
experimentais considera que a luz é absorvida e emitida
sob a forma de pulsos discretos de luz → E=hν
Efeito fotoelétrico
Efeito fotoelétrico
• Há independência do valor do potencial fenador
V0 em relação a intensidade da luz incidente;
• Um fóton transfere energia (hν) para um único
elétron;
½(mv2)max = eV0 = hν-φ
φ -> Energia necessária para remover o elétron da superfície do
eletrodo
Os postulados de Bohr (1913)


En = -RH (
1
n2
)
n é o número quântico principal
RH é a constante de Rydberg

Órbitas não
irradiantes;
A frequência do fóton
dada pela
conservação da
energia;
Quantização do
momento angular.
O átomo de Bohr
Um elétron em um átomo pode ter somente
certas quantidades específicas de energia
•
Estado fundamental → Todos os elétrons estão
nos níveis de energia mais baixos que lhes são
disponíveis;
•
Estado excitado → O átomo absorve energia de
uma chama/descarga elétrica e alguns elétrons são
elevados a níveis de maior energia;
O átomo de Bohr
Estado excitado → Estado fundamental
hν
E2-E1=Efóton=hν=hc/λ
En = -RH (
1
n2
)
n é o número quântico principal
RH é a constante de Rydberg
O átomo de Bohr
Dualidade onda-partícula
• 1924 – Louis de Broglie
E=mc2
λ=h/(mv)
sendo v a velocidade do elétron
E=hν
A relação de de Broglie permite calcular o comprimento de
onda do elétron a partir da sua velocidade
Dualidade onda-partícula
Difração da luz
λ=650 nm
Distância de fenda / tamanho do obstáculo
700 nm
Dualidade onda-partícula
Difração de elétrons
• Distância de fenda / Tamanho do obstáculo
1 angstron (10-10 m)
• Estas dimensões estão presentes em um cristal;
• Fendas interatômicas/tamanho atômico.
Princípio da Incerteza de
Heisenberg
“É impossível conhecer simultaneamente e
com certeza a posição e o momento de uma
pequena partícula, tal como o elétron.”
Princípio da Incerteza de
Heisenberg

Determinação da posição do elétron
−
−
−
Olho humano: Resolve objetos na faixa de 0,1 a 0,2
mm;
Objetos menores devem ser visualizados com um
microscópio;
Resolução de um microscópio (R) -> Relacionada
ao tamanho do menor objeto que pode ser
visualizado;
R ~ 0,6λ
Princípio da Incerteza de
Heisenberg
Luz com λ=550 nm
Resolve objetos com 300 nm
Para determinar a posição do elétron é preciso diminuir
o comprimento de onda da luz
Momento do fóton
p=h/λ
Princípio da Incerteza de
Heisenberg




Se o comprimento de onda for diminuído,
aumenta-se o momento do fóton;
Assim, o fóton transfere mais momento para o
elétron aumentando a incerteza do momento do
elétron;
Se o comprimento de onda for aumentado,
diminui-se o momento do fóton e a incerteza do
momento do elétron;
Entretanto aumenta-se a incerteza da posição
do elétron.
Princípio da Incerteza de
Heisenberg
∆p∆s> h/4π
Ondas estacionárias
Mecânica Quântica

1926 – Erwin Schrödinger
Equação de Schrödinger
HΨ=EΨ
Mecânica Quântica
A resolução desta equação para o átomo de
hidrogênio fornece um conjunto de funções de
onda
Descrevem as formas e energias das ondas de
elétrons
Orbitais
Ψ(r, θ, φ) = R(r)Θ(θ)Φ(φ)
Mecânica Quântica
Funções radiais para o átomo de hidrogênio
Orbital 1s -> R(r) = 2(Z/a0)3/2e-Z*r/a
0
Orbital 2s -> R(r) = (2/(2*21/2))(Z/a0)3/2(2-(Z*r/a0))e-Z*r/2a
0
Orbital 2p -> R(r) = (2/(2*61/2))(Z/a0)3/2(Z*r/a0)e-Z*r/2a
0
sendo Z o número atômico e a0 o raio da primeira orbita de Bohr
Mecânica Quântica
Probabilidade de se encontrar o elétron em
determinada região ao redor do núcleo
Ψ2 −> Função densidade de probabilidade
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
n é o número quântico principal
n = 1, 2, 3, 4, ….
Distância de elétron ao núcleo
Níveis de energia
Orbital 1s
Mecânica Quântica
Funções angulares para o átomo de hidrogênio
Orbital s -> Θ(θ)=(1/(4π))1/2
Orbital pz -> Θ(θ)=(3/(4π))1/2cosθ
Orbital dz2 -> Θ(θ)=(5/(16π))1/2(3*cos2θ−1)
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
l é número quântico de momento angular
Para determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0 ou 1
n = 3, l = 0, 1, ou 2
l=0
l=1
l=2
l=3
s orbital
p orbital
d orbital
f orbital
Forma do volume de espaço que o elétron
ocupa
Orbital s
l=0
Orbital p
l=1
Orbital d
l=2
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
ml é o número quântico magnético
Para determinado valor de l
ml = -l, …., 0, …. +l
se l = 1 (p orbital), ml = -1, 0, ou 1
se l = 2 (d orbital), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2
Orientação do orbital no espaço
ml = -1
ml = -2
ml = 0
ml = -1
ml = 0
ml = 1
ml = 1
ml = 2
Mecânica Quântica
Experimento Stern-Gerlach
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
ms é o número quântico de spin
ms = +½ ou -½
Evidenciado pelo
desdobramento das linhas dos
espectros de emissão dos
átomos de hidrogênio sob
influência de um campo
magnético externo
ms = +½
ms = -½
Paramagnetico
Elétrons desemparelhados
Diamagnetico
Todos os elétrons emparelhados
Distribuição eletrônica

Regra de Hund:
A configuração eletrônica mais estável para orbitais
de uma mesma subcamada é aquela em que existe
o maior número possível de elétrons com spins
paralelos (não emparelhados).

Princípio da exclusão de Pauli:
Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro
números quânticos em qualquer átomo
Distribuição eletrônica

Princípio de Aufbau (Preenchimento):
Preenchimento elétron a elétron se dá iniciando-se
pelos níveis e subníveis de menor energia (isto é
mais próximos do núcleo).
Energia dos orbitais no átomo multi-eletrônico
Distribuição eletrônica
Princípio de Aufbau
Distribuição eletrônica
Ca(Z=20) [Ar] 4s2
Sc(Z=21) [Ar] 4s23d1
Ti(Z=22) [Ar] 4s23d2
Cátions metálicos
V(Z=23) [Ar] 4s23d3
Ca2+ [Ar]
Cr(Z=24) [Ar] 4s13d5
Zn2+ [Ar] 3d10
Mn(Z=25) [Ar] 4s23d5
Fe2+ [Ar] 3d6
Fe(Z=26) [Ar] 4s23d6
Co(Z=27) [Ar] 4s23d7
Ni(Z=28) [Ar] 4s23d8
Cu(Z=29) [Ar] 4s13d10
Zn(Z=30) [Ar] 4s23d10
Fe3+ [Ar) 3d5
Tabela Periódica

1864 – John Newlands
−

Lei das Oitavas -> Ordenamento de massas atômicas
mostrava que cada elemento apresentava propriedade
semelhante com o oitavo elemento da sequência;
1869 – Dimitri Mendeleev e Lothar Meyer
−
Agrupamento dos elementos em ordem de massa atômica e
de acordo com as suas propriedades;
Problema: Ordenamento por massa atômica não
é apropriado na previsão de propriedade
Ar -> 39,95 u (gas nobre)
K -> 39,10 u (metal alcalino)
Tabela Periódica
Lei Periódica
Quando os elementos são listados em ordem
crescente de número atômico, é observada
uma repetição periódica em suas
propriedades
Tabela Periódica
Configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos
Periodicidade

Configuração eletrônica
Bloco s
Periodicidade

Raio atômico
Periodicidade
(a) Raio não-ligante (Raio de van der Waals):
Determinado cristalograficamente para uma amostra sólida;
(b) Raio ligante (Raio covalente)
Definido como a metade da distância entre os núcleos de
átomos quimicamente ligados;
Raio ligante < Raio não-ligante
Carga nuclear efetiva
Zef=Z-S
sendo Z a carga nuclear e S a constante de blindagem
100% de blindagem -> S é o número de elétrons do cerne
No.elétrons do cerne ->No.elétrons totais – No.elétrons de valência
Mas os elétrons do cerne não blindam em 100%
Logo 0 < S < Z
Regras de Slater

Para elétrons em orbitais ns ou np:
−
Escreva a configuração do elemento da seguinte
forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)...
−
Os elétrons em grupos a direita não contribuem em
nada no cálculo de S;
−
Os outros elétrons no grupo (nsnp) blindam de 0,35
cada;
−
Todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85
cada;
−
Todos os elétrons do nível n-2 blindam de 1,00
cada.
Regras de Slater

Para elétrons em orbitais nd ou nf:
−
Escreva a configuração do elemento da seguinte
forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)...
−
Os elétrons em grupos a direita não contribuem em
nada no cálculo de S;
−
Os outros elétrons no grupo (nd) ou (nf) blindam de
0,35 cada;
−
Todos os elétrons a esquerda do grupo (nd) ou (nf)
blindam de 1,00 cada.
Raio atômico

Comportamento ao longo do período:
−
Da esquerda para a direita da tabela periódica, a
carga nuclear aumenta, mas n, o número quântico
principal do nível de valência, permanece o
mesmo;
−
Assim, o efeito de blindagem é menor que o efeito
do aumento da carga nuclear;
−
Com isso Zef aumenta da esquerda para a direita e
o raio atômico diminui neste sentido.
Raio atômico

Comportamento ao longo do grupo:
−
De cima para baixo na tabela periódica, a carga
nuclear e n, o número quântico principal do nível de
valência, aumentam;
−
O aumento de n leva a um aumento da distância
dos elétrons de valência ao núcleo;
−
Zef aumenta de forma menos efetiva: Z
S
Zef ->H=1,0; Li=1,3; Na=2,2; K=2,2; Rb=2,2
−
Desta forma o raio atômico aumenta de cima para
baixo.
Raio atômico
Variação de raio com o número atômico
Raio atômico X Raio iônico
Raio iônico
Raio iônico (em pm)
Formação de íons
Perda de elétrons
leva a uma
configuração de
gás nobre
Ganho de
elétrons leva a
uma
configuração de
gás nobre
Formação de íons
Periodicidade

Energia de ionização (I)
−
É a mínima energia necessária para remover um
elétron de um átomo gasoso no estado fundamental
I1 é a 1a energia de ionização
I2 é a 2a energia de ionização
I3 é a 3a energia de ionização
Energias de ionização (em kJ/mol)
Z
Elemento
1a
2a
3a
4a
5a
6a
Energia de ionização (I)



As 1as, 2as, 3as ... Is serão sempre menores que
as 2as, 3as, 4as... Is, respectivamente;
É sempre um valor positivo;
É preciso fornecer energia para superar a
atração elétron-núcleo:
E = k*(Zef*qelétron)/r
Energia de ionização (I)

Comportamento ao longo do período:
−

Da esquerda para a direita da tabela periódica, Zef
aumenta mas r diminui, o que leva a um aumento da
energia de ionização neste sentido;
Comportamento ao longo do grupo:
−
De cima para baixo em um grupo da tabela periódica, r
aumenta mas Zef pouco se altera, o que leva a uma
diminuição da energia de ionização neste sentido.
Energia de ionização (I)
Variação da 1a energia de ionização com no atômico
Energia de ionização (I)




A primeira energia de ionização do boro é menor;
Está sendo retirado um elétron de um subnível p
blindado por 4 elétrons do cerne;
Para o berílio a blindagem é de apenas dois elétrons;
Em orbital p a densidade eletrônica encontra-se
menos próxima ao núcleo do que em um orbital s.
Energia de ionização (I)


A configuração eletrônica do subnível 2p (p3) do
nitrogênio apresenta estabilidade especial (subnível
semi-preenchido);
Esta mesma configuração é atingida pelo oxigênio
após a 1a energia de ionização.
Periodicidade

Afinidade eletrônica (EA)
−
É o negativo da variação de energia que ocorre
quando um elétron é aceito por um átomo gasoso
no estado fundamental.
Afinidade eletrônica (EA)

Comportamento ao longo do período:
−

Da esquerda para a direita da tabela periódica, Zef
aumenta mas r diminui, o que leva a um aumento da
afinidade eletrônica neste sentido;
Comportamento ao longo do grupo:
−
De cima para baixo em um grupo da tabela periódica, r
aumenta mas Zef pouco se altera, o que leva a uma
diminuição da afinidade eletrônica neste sentido.
Afinidades eletrônica (em kJ/mol)
Afinidade eletrônica (EA)
Afinidade eletrônica (EA)



Grupo 2A: A adição de um elétron a um dos
elementos deste grupo leva a mudança de subnível
de preenchimento;
Grupo 5A: A adição de um elétron a um dos
elementos deste grupo leva a perda da configuração
p3 e aumenta a repulsão elétron-elétron (2 elétrons em
um mesmo orbital p);
2o período: Elementos pouco polarizáveis, nuvem
eletrônica pouco se deforma na adição do elétron.
Ligações químicas
−
Forças que unem átomos formando moléculas,
agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.
−
São de três tipos:
Iônica

Covalente

Metálica

Elétrons de valência são os elétrons que
pertencem a camada mais externa do átomo.
São aqueles que participam da ligação química.
Grupo
Conf. Eletrônica
no é valência
Regra do Octeto
−
Os átomos dos gases nobres possuem uma
camada de valência especialmente estável
(ns2np6). Os outros átomos ganham ou perdem
elétrons para atingir esta configuração.
Símbolos de Lewis
G.N.Lewis (1916) -> Desenvolveu um método de
colocar elétrons em átomos, íons e moléculas
O símbolo de Lewis para um átomo consiste no seu
símbolo químico, rodeado por um número de
pontos correspondentes ao número de elétrons da
camada de valência do átomo
Ligação iônica
Na ligação iônica, as forças eletrostáticas
atraem os íons de cargas opostas.
Formação do cátion
Formação do ânion
Formação do par iônico
é a carga do cátion
Processo total
é a carga do ânion
r
é a distância entre
cátion e ânion
Energia Reticular
É a energia requerida para separar completamente
um composto iônico sólido em íons no estado
gasoso:
MA(s)
M+(g) + A-(g)
sendo M um metal e A um ametal.
Energia Reticular
Composto
ER(kJ/mol)
Ponto de fusão (oC)
Energia Reticular
Energia potencial
elétrica do par iônico
ER (kJ/mol)
A energia reticular aumenta com aumento de Q
e diminui com o aumento de r
Energia Reticular
Ciclo de Born-Harber
total
Ligação covalente
A ligação covalente é a ligação química em que
dois ou mais elétrons são compartilhados por
dois átomos (1) -> Aproximação dos
átomos leva a diminuição
de energia devido a
r-> distância internuclear
atração entre os elétrons
da ligação e os núcleos;
Comprimento de ligação
(2) -> Repulsão
internuclear começa a
H•
•Hocorrer mas interações
atrativas são mais
H• •H
importantes;
(3) -> Distâncias
internucleares menores
(1)
(3) H••H
(2)
levam ao aumento de
energia devido a
repulsão internuclear.
E -> Energia potencial
Energia
de
ligação
Ligação covalente
Energia de ligação
É a quantidade de energia que tem que ser fornecida
para separar os átomos.
Comprimento de ligação
É a distância internuclear onde a energia é mínima.
Valores de energia e comprimento de ligação
Ligação CL (pm) EL (kJ/mol)
H-H
75
436
C-H
107
414
C-C
154
347
O-H
96
460
C-O
143
351
Estruturas de Lewis de compostos
covalentes
Ligação simples – F2
Ligação simples
H 2O
Ligação dupla – CO2
Ligação tripla – N2
Exceções a regra do octeto
−
Octeto incompleto
−
Moléculas com no ímpar de é
−
Octeto expandido
Ligação covalente

Como desenhar estruturas de Lewis?
−
−
−
−
−
−
1opasso: Decidir quais átomos estão ligados entre
si;
2opasso: Contar todos os elétrons de valência dos
átomos; se a espécie for um íon, adicione 1 é para
cada carga negativa ou subtraia 1 é para cada
carga positiva;
3opasso: Colocar 1 par de é em cada ligação;
4opasso: Completar os octetos dos átomos ligados
ao átomo central;
5opasso: Colocar os elétrons restantes no átomo
central (aos pares);
6opasso: Se o átomo central ainda não atingir o
octeto, formar ligações múltiplas.
Ordem de ligação (OL)
É o número de ligações covalentes que existem
entre um par de átomos.
H
H
H
H
C
C
H
H
C
H
H
H
C
C
C
H
H
OL CC=1
OL CC=2
OL CC=3
H

Quando a ordem de ligação aumenta:
−
Há aumento de densidade eletrônica no espaço
internuclear, aumentando as atrações núcleoelétrons, o que une ainda mais os átomos;
−
Assim o comprimento de ligação (CL) diminui com
o aumento da ordem de ligação (OL):
OL↑ CL↓

Quando a ordem de ligação aumenta:
−
Torna-se mais difícil de se separar os átomos da
ligação;
−
Assim o aumento da ordem de ligação (OL) leva ao
aumento da energia de ligação (EL):
OL↑ EL↑
Ressonância
A estrutura de ressonância (ou forma canônica) é
uma das duas ou mais estruturas de Lewis para
uma única molécula que não pode ser
representada acuradamente por uma única
estrutura.
OLOO = (3 ligações)/(2 estruturas) = 1,5
Estruturas de ressonância para o CO32-
OLCO = ?
Híbridos de ressonância
O
oo
N
-1
O
-1
O
N
O
O
Eletronegatividade

É a habilidade de um átomo em atrair para si os
elétrons em uma ligação química
Aumento de eletronegatividade
Aumento de eletronegatividade
Linus Pauling -> Escala de eletronegatividades
−
Observou que quando átomos de diferentes
eletronegatividades são combinados sua ligação é mais
forte que o esperado;
−
Esta diferença da força de ligação é atribuída à atração
entre as cargas parciais presentes no dipolo da ligação.
H
F
Momento de dipolo, µ
µ=δ.CL
CL -> comprimento de ligação
% Caráter iônico
Diferença de
eletronegatividade
Diferença
de eletronegatividade
Tipo de ligação
0
0< e <2
>2
Covalente
Covalente polar
Iônica
Geometria dos pares eletrônicos
tetraédrica
trigonal
bipiramidal
Octaédrica
Método da repulsão dos pares
eletrônicos da camada de valência
Um arranjo geométrico de ligantes ao redor do
átomo central é determinado somente pelas
repulsões entre os pares eletrônicos da
camada de valência do átomo central
Os pares de elétrons assumem
posições de forma que as repulsões
entre eles sejam mínimas
Geometria molecular
Cl
O
Be
C
Cl
O
Geometria molecular
Cl
B
Cl
Cl
H
tetraédrica
C
H
H
H
trigonal
bipiramidal
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
F
Octaédrica
F
F
S
F
F
F
Polaridade molecular
Região pobre
em elétrons
Região rica
em elétrons
H
F
δ+
δ−
µ=δ.l
Unidade de µ
1 Debye(1 D) = 3.36 x 10-30 C m
Polaridade molecular
Polaridade molecular
Polar
Apolar
Polar
X
Polaridade molecular
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Apolar
Polaridade molecular
CH2Cl2
Polaridade molecular
Momento de dipolo = 1,46 D
Polaridade molecular
BF3
Apolar
Teoria da Ligação de Valência
SO3
O
O
ou
S
S
+2
O
O
-1
-1
(I)
O
O
(II)
Qual a estrutura mais correta?
Teoria da Ligação de Valência
Teoria da Ligação de Valência
Energia de ligação
Comprimento de ligação
Overlap
Quando dois átomos formam uma ligação covalente, há “overlap”
entre seus orbitais atômicos
Overlap
1SHa
1SHb
Teoria da Ligação de Valência


A força da ligação covalente é proporcional a
intensidade de “overlap” entre os orbitais.
Quanto maior o grau de “overlap”, mais forte a
ligação;
Dois elétrons com spins pareados são
compartilhados entre os orbitais em “overlap”,
com a densidade eletrônica concentrada entre
núcleos.
Teoria da Ligação de Valência
NH3
Se as três ligações NH da amônia forem realizadas com os três
orbitais p do nitrogênio, então o ângulo de ligação previsto é de 90o
Mas o ângulo de
ligação da amônia
é de 107o !!!
Teoria da Ligação de Valência
Hibridização
−
Mistura de dois ou mais orbitais atômicos para
formar um novo conjunto de orbitais híbridos;
−
O número de orbitais híbridos é igual ao número de
orbitais atômicos puros utilizados no processo de
hibridização;
−
Ligações covalentes sigma são formadas por:


“Overlap” de orbitais híbridos com orbitais atômicos
puros;
“Overlap” de orbitais híbridos com outros orbitais
híbridos;
Teoria da Ligação de Valência
Formação dos orbitais híbridos sp3
Hibridização
Ângulo entre os orbitais sp3 = 109,5o
Teoria da Ligação de Valência
CH4
Teoria da Ligação de Valência
107o está mais próximo de 109,5o ou de 90o?
Teoria da Ligação de Valência



Orbitais híbridos ligantes sp3 tem, cada um,
25% de caráter S e 75% de caráter P;
No NH3 , o orbital híbrido não ligante é maior
que um orbital híbrido ligante, logo ele tem
maior caráter S (> 25%);
Assim os orbitais híbridos restantes tem maior
caráter P. Por esta razão o ângulo de ligação
pode ser menor do que 109,5o.
Teoria da Ligação de Valência
Formação dos orbitais híbridos sp2
Teoria da Ligação de Valência
Formação dos orbitais híbridos sp
Teoria da Ligação de Valência
sp3d
sp3d2
Teoria da Ligação de Valência

Ligações multiplas
−
Hibridização sp2 do átomo de carbono
Promoção de um
elétron
Hibridação
Teoria da Ligação de Valência
2pz
2sp2
Teoria da Ligação de Valência
Etileno
Teoria da Ligação de Valência

Ligação pi (π)
−

Densidade eletrônica situada acima e abaixo do
plano contendo os núcleos.
Ligação sigma (σ)
−
Densidade eletrônica situada entre os dois núcleos
dos átomos em ligação.
Teoria da Ligação de Valência
−
Hibridização sp do átomo de carbono
Promoção de um
elétron
Hibridação
Teoria da Ligação de Valência
Acetileno
Teoria dos Orbitais Moleculares
Interferência
construtiva
Interferência
destrutiva
Interferência construtiva
Ψ1sa + Ψ 1sb
σ 1s ligante
Elétrons nestes orbitais estabilizam a molécula
Interferência destrutiva
Ψ1sa − Ψ 1sb
σ 1s* antiligante
Elétrons nestes orbitais desestabilizam a molécula
H2
Ha
Hb
Diagrama de energia do H2
Interferência construtiva
Ψ 2pxa + Ψ 2pxb
σ 2px ligante
Interferência destrutiva
Ψ 2pxa − Ψ 2pxb
σ∗ 2px antiligante
Interferência construtiva
Ψ 2pza + Ψ 2pzb
π 2pz ligante
Interferência destrutiva
Ψ 2pza − Ψ 2pzb
π∗ 2pz antiligante
Diagrama de energia para B2, C2 e N2
OL
CL (pm)
EL (kJ/mol)
Orbitais moleculares deslocalizados podem ser
estendidos além de dois núcleos
Benzeno
Carbonato
Ligação metálica
Propriedades metálicas
Alta refletividade: elétrons realizam transição para
níveis acima do de fermi absorvendo luz e a
emitem em seguida, no mesmo comprimento de
onda, devido a sua imediata transição de volta;
Condutividade térmica e elétrica: movimento
eletrônico na banda de condução;
Capacidade de deformação: movimento eletrônico
permite o rearranjo dos elétrons após a aplicação
de tensão mecânica de modo a manter os átomos
ligados.
Forças Dipolo-Dipolo
Orientation
of Polar Molecules
in um
a Solid
Orientação
de moléculas
polares em
sólido
E α 1/r3
Forças Íon-Dipolo
Ion-Dipole Interaction
E α 1/r2
Forças Íon-Dipolo
Interação
fraca
Interação
forte
Forças Íon-Dipolo
Ligação Hidrogênio
Estrutura 3-D
do gelo
E α 1/r3
Forças de Curta Distância
Cátion
Dipolo
Dipolo instantâneo-Dipolo induzido
Dipolo induzido
E α 1/r4
Dipolo induzido
E α 1/r6
Pontos de ebulição de alguns
o
cloretos ( C)
LiCl 1380
BeCl2 490
BCl3 12
CCl4 76
NaCl 1440
MgCl2 1400
AlCl3 183
SiCl4 57
KCl 1380
CaCl2 1600
ScCl3 1000
TiCl4 136
Compostos de Coordenação


Um composto de coordenação consiste de um
íon complexo e um contra íon;
Um íon complexo contém um cátion metálico
ligado a moléculas e íons.



As moléculas e íons ligados ao cátion metálico
são conhecidos como ligantes;
Um ligante tem no mínimo um par de elétrons
livre.
O átomo no ligante que realiza ligação com o
metal é o átomo doador.

Ligantes monodentados

Ligantes bidentados

Ligante polidentado
Complexo de chumbo com EDTA

O número de átomos doadores ao redor do
cátion metálico é o número de coordenação
NC=2
Linear
NC=4
Tetraédrica
NC=4
Quadrado Plano
NC=6
Octaédrica
Isomeria
Isomeria estrutural: Compostos tem diferentes
ligações
–
Isomeria de ligação: Ligante é capaz de
coordenar o metal de duas formas diferentes;
•
–
Exemplos: Ligantes NO2- e SCN-
Isomeria de esfera de coordenação: Diferenças
quanto a alguns ligantes poderem estar ou não
na esfera de coordenação
•
Exemplo: Composto CrCl3(H2O)6
[Cr(H2O)6]Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2.H2O [Cr(H2O)4Cl2]Cl.2H2O
Isomeria
Estereoisomeria: Compostos tem as mesmas
ligações mas diferem nos arranjos espaciais
–
Isomeria geométrico: Estruturas não são a
imagem especular uma da outra
–
Isomeria ótica: Estruturas são a imagem
especular uma da outra e não são
superponíveis.
Quiral
Aquiral
Ligação química em
compostos de coordenação
Teoria do campo cristalino
•
Elétrons d do íon metálico sentem uma
repulsão dos ligantes;
•
Ligantes são pontos negativos de carga;
•
Primeira etapa: os cinco orbitais d aumentam
em energia pela presença das cargas
pontuais;
•
Segunda etapa: para a aproximação de seis
ligantes pelos eixos cartesianos, há um
desdobramento de campo → quebra da
degenerescência dos orbitais d.
Campo cristalino octaédrico
Campo fraco
Alto spin
Campo forte
Baixo spin
d4
d5
d6
[CoF6]3- → Paramagnético
[Co(CN)6]3- → Diamagnético
d7
Série espectroquímica
Campo fraco
Alto spin
Campo forte
Outros fatores que afetam
o campo:
Estado de oxidação do
íon central;

O tipo de campo;

A configuração eletrônica
do íon central.

Baixo spin
Campo cristalino tetraédrico
Campo cristalino quadrado plano
Aplicações
•
Sistemas biológicos
Aplicações
•
Terapia anti-câncer → Cisplatina
Aplicações
•
Catálise
Nomenclatura
•
Ligantes
–
Íons terminados em -eto, -ido → sufixo -o
•
Cloreto → cloro
•
Hidróxido → hidroxo
•
Cianeto → ciano
–
Íons terminados em -ato, -ito → sufixos
permanecem
•
•
Nitrito → Nitro ou nitrito
Tiocianato → Tiocianato
Nomenclatura
•
Complexo
–
Ligantes são escritos primeiro;
–
O no de oxidação do átomo central é escrito no
final do nome , com numeral romano e entre
parênteses;
–
Com mais de um tipo de ligante:
•
•
Os neutros são escritos depois
Respeita-se a ordem alfabética
–
Em complexos aniônicos, é colocada a
terminação -ato, após o nome do íon.
–
H2O → aquo; NH3-> amin
Estequiometria
Lei da Conservação da Massa
Antonie Lavoisier (1789)
“Podemos formula-la como uma máxima
incontestável que, em todas as operações
artificiais e naturais, nada se cria; existe a
mesma quantidade de matéria antes e depois do
experimento”
OU
A massa total de uma substância presente ao final de
uma reação química é a mesma massa total do início da
Micro
Átomos e moléculas
Macro
gramas
Massa atômica → É a massa relativa a um átomo
expressa em unidade de massa (u);
Massa molecular → É a soma das massas atômicas dos
átomos da fórmula química de uma substância e
também é expressa em unidade de massa (u);
1u = 1,33053873 x 10-24gramas
Por definição:
1 átomo de 12C → 12 u
Lítio natural é composto de 7,42 % de 6Li (6,015
u) e de 92,58% de 7Li (7,016 u)
Logo a massa atômica ponderada do lítio é a
seguinte:
6,941 u
Massa atômica média
1 mol é a quantidade de substância que contém
tantos objetos (átomos ou moléculas) quanto
números de átomos em exatamente 12 gramas
de 12C isotopicamente puro
NA → Número de Avogrado
Amedeo Avogrado
Massa molar → É a massa em gramas de 1 mol
de certa substância, expressa em gramas por mol
(g/mol)
A massa molar (em g/mol) de uma substância é
sempre numericamente igual a sua massa
molecular ( em u)
1 mol 12C = 12,00 g de 12C
1 mol de lítio = 6,941 g de Li
1 mol de:
Gramas
Fórmulas
unitárias
Mols
Use
massa
molar
Use no. de
Avogrado
Quantos átomos há em 0,551 g de
potássio?
Calcule a quantidade de matéria em 5,380 g
de C6H12O6
1 mol de C6H12O6 → 180 g
No mols de C6H12O6 = 5,380 g x 1 mol
180 g
0,02989 mols
Quantas moléculas há em 5,23 g de
C6H12O6 ?
1 mol de C6H12O6 → 180 g
1 mol → 6,022 x 1023 moléculas de C6H12O6
No moléculas de C6H12O6 = 5,23 g x 1 mol x
180 g
x 6,022 x 1023 moléculas
1 mol
1,75 x 1022 moléculas
Calcule a massa em gramas de 0,433 mol
de nitrato de cálcio.
1 mol de Ca(NO3)2→ 164,1 g
Massa de Ca(NO3)2 = 0,433 mol x 164,1 g
1 mol
71,1 g de Ca(NO3)2
Composição percentual (%) → É a porcentagem
em massa de cada elemento em um composto
% = n x massa atômica do elemento x 100%
Massa molar do composto
sendo n o número de mols do elemento em um
mol do composto
Calcule a composição percentual em massa
dos elementos H,O e P no ácido
ortofosfórico (H3PO4)
1 mol de H3PO4 → 97,99 g
%H = 3x(1,008 g) x 100% = 3,086%
97,99 g
%P = 30,97 g x 100% = 31,61%
97,99 g
%O = 4x(16,00 g) x 100% = 65,31%
97,99 g
Fórmula mínima → Diz o número relativo de
átomos de cada elemento que ela contém
Porcentagem
em massa
dos
elementos
Fórmula
mínima
Calcular razão molar
Supor 100 g de amostra
Gramas de
cada
elemento
Use massas
atômicas
Mols de
cada
elemento
O ácido ascórbico é constituído por 40,92% de
carbono (C), 4,58% de hidrogênio (H) e 54,50%
de oxigênio (O). Determine sua fórmula mínima.
Em 100 g de ácido ascórbico, há 40,92 g de C, 4,58 g
de H e 54,50 g de O. Logo a proporção relativa dos
elementos é dada utilizando a massa molar de cada
elemento:
nomols de C na fórmula min. = 40,92 g x 1 mol = 3,41
12,00g
nomols de H na fórmula min. = 4,58 g x 1 mol = 4,54
1,008g
nomols de O na fórmula min. = 54,50 g x 1 mol = 3,41
16,00g
Agora, divide-se os valores de no de mols obtidos pelo
menor (3,41):
C: 3,41 = 1
3,41
H: 4,54 = 1,33
3,41
O: 3,41 = 1
3,41
Desta forma obtem-se a seguinte proporção entre os
elementos que compõem o ácido ascórbico:
C1H1,33O1
Para se obter a fórmula mínima, recorre-se ao método
de tentativa e erro para transformar 1,33 em número
inteiro. Ao multiplicarmos por 3, obtém-se 3,99 ~4.
assim multiplicam-se também os subscritos do carbono
e oxigênio, de forma que a fórmula mínima fica:
C3H4O3
Determinação da fórmula mínima
Análise elementar
Fórmula molecular → Obtida a partir da fórmula
mínima pela multiplicação dos índices inferiores
da fórmula mínima por um número inteiro
Este número inteiro é obtido comparando-se a massa da
fórmula mínima com a massa molecular.
Para o ácido ascórbico, a massa da fórmula mínima é de
88,0 u enquanto que a massa molecular experimental é
de 176 u. Assim fazendo 176 u =2, obtêm-se o numero
88,0 u
inteiro necessário para obtenção da fórmula molecular.
Logo esta é dada como
C6H8O6
Espectrometria de massas
Um processo em que uma ou mais substância é
transformada em uma ou mais substâncias é uma
reação química
Uma equação química utiliza símbolos químicos
para mostrar o que ocorre na reação química
Balanceamento de equações
químicas
•
Escrever as fórmulas corretas dos reagentes no lado
esquerdo e as fórmulas corretas dos produtos no
lado direito;
•
Mude os números na frente das fórmulas (os
coeficientes) para fazer com que o número de
átomos de cada elemento seja o mesmo nos dois
lados da equação. Não mude os subscritos.
E NÃO
Balanceamento de equações
químicas
•
Balanceie primeiro os elementos que aparecem em
um reagente e em um produto
Começar com carbono e hidrogênio, mas não com
oxigênio:
Balanceamento de equações
químicas
•
Balanceie os elementos que aparecem em dois ou
mais reagentes ou produtos:
2
4
Logo multiplica-se O2 por 7/2:
3
7
Balanceamento de equações
químicas
•
Cheque com o intuito de ver se há o mesmo número
de átomos de cada elemento a esquerda e a direita
da equação química
•
Estequiometria → Estudo quantitativo de reagentes
e produtos em uma reação química;
Método do mol
Os coeficientes estequiométricos de cada substância em
uma equação química são equivalentes aos seus
correspondentes números de mols.
Considere a seguinte reação:
Se 209 gramas de metanol são utilizados na
combustão qual massa de água é produzida?
2 mols de metanol são estequiometricamente
equivalentes a 4 mols de água
Reagente limitante → Consumido em primeiro
lugar em uma reação química.
A quantidade máxima de produto formado depende da
quantidade inicial deste reagente
Reagente em excesso
Em um processo, 124 g de Al reagem com
601 g de Fe2O3. Calcule a massa de Al2O3
formada.
Massa molar Al = 27 g; Massa molar Al2O3 = 102 g
Massa molar Fe2O3 = 160 g
no. mols Al = 124 g x 1 mol = 4,60 mols
27 g
no. mols Fe2O3 = 601 g x 1 mol = 3,75 mols
160 g
Razão coef. Estequiométricos Al = 2
Fe2O3
Razão no. mols Al = 4,60 = 1,22 => Logo o Al é o
reagente limitante
Fe2O3 3,75
2 mols Al são estequiometricamente equivalentes a 1
mol de Al2O3
Massa Al2O3 = 4,60 mols Al x 1 mol Al2O3 x 102 g Al2O3
2 mols Al
1 mol Al2O3
234 g de Al2O3
Rendimento percentual
Rendimento teórico → Quantidade de produto
formada calculada quando todo reagente limitante
foi consumido;
Rendimento real → Quantidade de produto de fato
obtida em uma reação;
Rendimento percentual =
x 100%
Considerando a reação:
Fe2O3(s) + CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
Tendo Fe2O3 como reagente limitante (150 g),
qual é o rendimento teórico de Fe? Se o
rendimento real foi de 87,9 g, qual é o
rendimento percentual?
Massa Fe = 150 g Fe2O3 x 1 mol Fe2O3 x 2 mol Fe x 56 g Fe
160 g Fe2O3 1 mol Fe2O3 1 mol Fe
105 g Fe
Rendimento percentual = 87,9 g x 100% = 83,7%
105 g
Química Nuclear
Número de massa
Símbolo do elemento
Número atômico
Número de massa = Número de prótons + Número de neutrons
Número atômico = Número de prótons
partícula a
n/p grande
Decaimento
beta
X
Y
Número de neutrons
n/p pequeno
Decaímento de pósitron ou captura K
Número de prótons
Energia de ligação nucle
Número de massa
Reator de fissão nuclear
Blindagem
Vapor
Para a turbina
Blindagem
Água
Bomba
Barra de controle
Uranio
Reator de fusão nuclear (Tokamak)
Plasma
Magneto
Radioisótopos em medicina
●
131I,
●
123I,
t1/2=14,8 h, emissor beta, atividade da
tiróide;
t1/2=13,3 h, emissor de
raios gama, diagnóstico por
imagem (cérebro);
●
18F,
t1/2=1,8 h, emissor de pósitron, tomografia
por emissão de pósitron