Resumao Quimica Geral

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Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 Química Geral 
 Microestrutura da Matéria e Fórmulas Químicas 
 Átomo de Dalton 
 ● A palavra átomo significa "não divisível" 
 ● Os gregos já imaginavam que toda a matéria era 
 constituída por uma série de combinações de elementos 
 ● O primeiro argumento convincente a favor dos átomos foi 
 o de John Dalton , ele desenvolveu a primeira hipótese 
 atômica : 
 ○ Toda matéria é composta por átomos 
 ○ Todos os átomos de um determinado elementos são 
 idênticos 
 ○ Átomos de elementos diferentes têm massas 
 diferentes 
 ○ Um composto tem uma combinação específica de 
 átomos de mais de um elemento 
 ○ Não são criados nem destruídos em reações químicas, 
 mas sim rearranjados 
 ● Lei da conservação de massas já que os átomos são 
 somente rearranjados, a massa dos reagentes deve ser a 
 mesma massa dos produtos 
 ● Lei das proporções definidas a composição e 
 proporção de cada composto é a mesma 
 Modelo Nuclear 
 O modelo nuclear atual nos mostra que o átomo é 
 constituído por prótons, elétrons e nêutrons . O número de 
 prótons e de elétrons deve ser o mesmo para manter o átomo 
 eletricamente neutro . o número de prótons distingue um 
 elemento químico de outro e é chamado de número atômico 
 (Z) . 
 Partícula Símbolo Carga / e Massa / Kg 
 Elétron 𝑒 − -1 9 , 109 × 1 0 − 3
 Próton p +1 1 , 673 × 1 0 − 2
 nêutron n 0 1 , 675 × 1 0 − 2
 Elétron de Thompson e Millikan 
 Por meio do experimento dos raios catódicos, conseguiu 
 notar a presença de partículas carregadas negativamente 
 no átomo, as quais ele deu o nome de elétrons . Conseguiu 
 medir , ou seja, o valor de sua carga 𝑒 / 𝑚 = 1 , 76 × 10 8 𝐶 / 𝑔 
 pela sua massa, mas não conseguiu concluir os valores de e 𝑒 
 separadamente. 𝑚 
 Robert Millikan no entanto, por meio do seu experimento 
 conseguiu obter esses valores, tal que . 𝑒 = 1 , 602 × 10 − 19 𝐶 
 Esse valor é a carga fundamental , sendo usada como uma 
 "unidade". 
 O modelo feito por Thompson foi o do " pudim de passas " 
 onde o átomo é uma esfera gelatinosa de carga positiva 
 envolta por elétrons de carga negativa sobre ela. 
 Átomo de Rutherford 
 Com o experimento das partículas (carga positiva), α
 executado por Geiger e Marsden , definiu o átomo como um 
 núcleo positivo muito pequeno e um espaço em volta 
 praticamente vazio onde continha os elétrons . 
 Os prótons têm carga +e e os elétrons têm carga -e ; O 
 número atômico é diferente para cada átomo. 
 Poucas Definições 
 ● Elementos dois ou mais átomos do mesmo tipo 
 ● Moléculas compostos formados a partir de ligação 
 covalente 
 ● compostos substâncias formadas por mais de um tipo 
 de átomo 
 ● Composto binário composto formado por dois 
 elementos 
 ● Composto iônico formado por ligação iônica (cátions e 
 ânions) 
 ● Composto molecular formado por ligações covalentes 
 (átomos eletricamente neutros) 
 ● Íon átomo ou grupo de átomos com cargas positivas ou 
 negativas 
 Fórmulas Químicas 
 ● Fórmula molecular mostra os números reais de cada 
 átomo em cada molécula 
 ● Fórmula empírica mostram os números relativos de 
 átomos em um composto 
 ● Fórmula estrutural mostra como os átomos estão 
 ligados entre si 
 ○ Modelo de bolas 
 ○ Modelo de bolas e palitos 
 1 
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 ○ Modelo de varetas 
 ○ Modelo de superfície de isodensidade 
 ○ Modelo de superfície transparente de isodensidade 
 ○ Modelo de superfície de potencial eletrostático 
 Fórmula Molecular H 2 O C 19 H 28 O 2 
 Fórmula Empírica NaCl BaCl 2 
 Fórmula Estrutural 
 Massas Atômicas e Mol 
 Isótopos 
 Nem todo átomo do mesmo elemento possui a mesma 
 massa, como proposto por Dalton, devido a existência de 
 partículas sem cargas elétricas chamadas de nêutrons . O 
 conjunto de prótons e nêutrons é chamado de núcleons ! 
 Mesmo os nêutrons não possuindo carga elétrica, eles têm 
 massa e interferem no peso total do átomo (A). O nuclídeo é 
 um átomo com determinado valor de A e Z. 
 Os átomos com mesmo número atômico e com diferentes 
 massas são chamados de isótopos . Esses isótopos, 
 essencialmente, não alteram as propriedades físicas e 
 químicas dos elementos. 
 Por exemplo, o hidrogênio comum tem alguns isótopos 𝐻 
 1 
 1 
 como o deutério e o trítio . 𝐻 
 1 
 2 𝐻 
 1 
 3 
 Massas Atômicas 
 ● Unidade de massa atômica ( u ) é 1/12 a massa de um 
 átomo de 12 C 
 1 𝑢 = 1 , 9926 × 10 
− 23 𝑔 
 12 = 1 , 660 , 5 × 10 
− 24 𝑔 
 ● A = Z + n (A é a massa, Z o número atômico e n a 
 quantidade de prótons) 
 Para definir a massa convencional de um elemento 
 considerando seus isótopos, é realizado uma média 
 ponderada entre eles: 
 abundância X = 𝑛 ú 𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á 𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑜 𝑖𝑠 ó 𝑡𝑜𝑝𝑜 𝑋 𝑛 ú 𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 á 𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑛𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 × 100% 
 Massas Moleculares e de Fórmulas 
 ● Massa molecular é a soma da massa dos átomos que 
 compõem a molécula 
 ● Massa de fórmula é a soma da massa dos átomos 
 sendo os compostos moleculares ou empíricos 
 Mol 
 É a unidade utilizada para medir a propriedade física 
 formalmente chamada de quantidade de substância ( n ). 
 Essa unidade surgiu pela questão de "quantas moléculas 
 estavam contidas em 12 gramas de carbono-12 ". 12 
 gramas dividido pela massa de um átomo de carbono em 
 gramas originou a constante de Avogadro ( ) 𝑁 
 𝐴 
 que é a quantidade de átomos em um mol . 6 , 0221 × 10 23 
 Portanto, para se determinar a quantidade de mols ( n ) de 
 um determinado elemento temos a fórmula: 
 𝑛 = 𝑁 / 𝑁 
 𝐴 
 Tal que N é a quantidade de elementos presente na 
 amostra . 
 Massa Molar 
 É a massa por mol de partículas ( M ). São determinadas por 
 espectrometria de massas. 
 ● A unidade é sempre g / mol -1 
 Massa de uma amostra = quantidade de mols massa por ×
 mol 
 𝑚 = 𝑛𝑀 
 Existem diferentes isótopos na natureza de um mesmo 
 elemento, tal que a massa molar de um elemento é definido 
 pela média ponderada , a soma dos produtos das massas de 
 cada isótopo (m isótopos ) multiplicada por sua abundância 
 relativa em uma amostra natural (f isótopos ). 
 𝑚 
 á 𝑡𝑜𝑚𝑜 , 𝑚 é 𝑑𝑖𝑎 
=
 𝑖𝑠 ó 𝑡𝑜𝑝𝑜𝑠 
∑ 𝑓 
 𝑖𝑠 ó 𝑡𝑜𝑝𝑜𝑠 
 𝑚 
 𝑖𝑠 ó 𝑡𝑜𝑝𝑜𝑠 
 Portanto, a massa molar média correspondente é: 
 𝑀 = 𝑚 
 á 𝑡𝑜𝑚𝑜 , 𝑚 é 𝑑𝑖𝑎 
 𝑁 
 𝐴 
 ● Portanto, calcula-se a média ponderadas dos átomos 
 abundantes e multiplica pelo número de Avogadro 
 Para calcular a M de compostos iônicos ou moleculares, é 
 realizada a soma das massas molares dos elementos 
 químicos presentes 
 ● Peso atômico , peso-fórmula e peso molecular são os 
 valores numéricos de suas massas molares 
 Determinação da Composição 
 Composição Percentual em Massa 
 A fórmula empírica de um composto expressa o número 
 relativos de átomos presente. A molecular fornece os 
 números reais de cada elemento numa molécula. 
 Para determinar a fórmula empírica de um composto, 
 mede-se, primeiramente, a massa de cada elemento 
 presente em forma percentual , definida por: 
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 𝑃𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑛𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 
 Determinação das Fórmulas Empíricas 
 Para facilitar as contas, considera-se uma amostra de 100g . 
 Dado as porcentagens de cada elemento, converte para 
 gramas (como a amostra tem 100g, é só trocar % por g). 
 Após isso, divide-se a quantidade de massa recém 
 calculada de cada elementopelas suas massas molares para 
 obter a quantidade de mols . O próximo passo é achar uma 
 proporção em que todos estejam escritos como números 
 inteiros 
 Determinação das Fórmulas Moleculares 
 Para encontrar a fórmula molecular , precisamos decidir 
 quantas fórmulas unitárias empíricas são necessárias para 
 explicar a massa molar observada. 
 Dada a massa molar da substância e a fórmula empírica 
 dela, divide-se a massa molar verdadeira pela massa molar 
 empírica e após isso multiplica o valor inteiro nos 
 coeficientes . 
 Estequiometria de Reação 
 Balanceamento 
 Reagentes → Produtos 
 Quando uma reação não está balanceada é denominada de 
 equação simplificada por ser uma análise qualitativa. 
 O balanceamento parte do princípio da lei de conservação 
 de massas . 
 ● Os números que multiplicam todas as fórmulas são os 
 coeficientes estequiométricos . Sempre indicados como 
 os menores números inteiros possíveis 
 ● Costuma-se identificar os estados da matéria como: ( s ) 
 sólido; ( l ) líquido; ( g ) gasoso; ( aq ) solução em água. 
 ● Δ (em cima da seta) indica que a reação precisa de calor 
 para acontecer 
 ● Se houver um catalisador , sua fórmula química será 
 indicada em cima da seta 
 Predição mol a mol 
 É usada para sabermos a quantidade de produto esperado 
 em uma reação ou quanto de reagente precisamos utilizar 
 para fabricar uma quantidade determinada de produto. 
 As relações estequiométricas preveem que (exemplo): 
 N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) 
 1 mol de N 2 ≏ 3 mols de H 2 ∴ 1 mol de N 2 ≏ 2 mols de NH 3 
 Predição Massa a Massa 
 Determina a massa de um produto a se formar a partir da 
 massa conhecida de um reagente . 
 Massa 
 Reagente 
 ( g ) 
 
 Quant. 
 Reagente 
 ( mol ) 
 
 Quant. 
 Produto 
 ( mol ) 
 
 Massa 
 Produto 
 ( g ) 
 Rendimento da Reação 
 O rendimento teórico de uma reação é a quantidade 
 máxima (mols, massa ou volume) de produto que pode ser 
 obtida a partir de uma determinada quantidade de reagente . 
 O rendimento percentual é a quantidade (em porcentagem ) 
 que rendeu a reação. 
 𝑅 ( % ) = 𝑅𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑅𝑡𝑒 ó 𝑟𝑖𝑐𝑜 × 100% 
 Para determinar a massa real do produto, usa-se a 
 predição massa a massa. 
 Reagente Limitante 
 É o reagente que determina o rendimento máximo do 
 produto e é consumido completamente no término da 
 reação. O rendimento real é definido a partir dele. 
 O cálculo pode ser feito pela predição de massa a massa, 
 comparando os valores disponíveis com os valores 
 consumidos. O reagente que produzir menos é o limitante. 
 Concentração Molar & Diluição 
 ● A concentração de um soluto em uma solução é a 
 quantidade em mol de soluto por litros de solução. Ou 
 seja, mol/L = M. 
[ 𝑋 ] =
 𝑚𝑜𝑙 
 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
 𝐿 
 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 
 𝑜𝑢 ( 𝑀 )
 ● Solução estoque solução na forma concentrada 
 ● A diluição se baseia, principalmente, em reduzir a 
 concentração de M de uma solução. 
 𝑐 
 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 
× 𝑉 
 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 
= 𝑐 
 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
× 𝑉 
 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
 Com c sendo a concentração e V o volume 
 pH das Soluções 
 ● Amplamente utilizado na química, se refere à 
 concentração de íons H + em uma solução. Quanto maior o 
 pH, menor a concentração desses íons 
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 𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 [ 𝐻 +]
 Análise Volumétrica (Titulação) 
 A técnica mais comum para se determinar a concentração 
 de um soluto é a titulação. 
 ● Titulação análise da composição através da medida de 
 volume de uma solução necessário para reagir com um 
 certo volume de outra solução 
 ● Analito solução de concentração desconhecida 
 ● Titulante solução de concentração conhecida 
 ● Ponto estequiométrico ponto no qual o volume 
 suficiente do titulante foi adicionado ao analito para 
 completar a reação 
 Mols de 
 A 
 
 Razão 
 Molar 
 
 Mols de 
 B 
 
 Concentração 
 de A 
 Concentração 
 de B 
 
 Volume da 
 Solução A 
 Volume da 
 Solução B 
 A Radiação Eletromagnética 
 Radiação Eletromagnética 
 A luz é uma forma de radiação eletromagnética (campos 
 elétricos e magnéticos oscilantes cujas ondas são 
 perpendiculares) que atravessa o vácuo a 3⋅10 8 m/s , 
 velocidade que é conhecida como velocidade da luz (c) . 
 Quando um feixe de luz encontra um elétron , o campo 
 magnético empurra esse elétron em uma direção e depois o 
 empurra na direção oposta, periodicamente, ou seja, o campo 
 oscila em direção e intensidade . O número de ciclos por 
 segundo (quando é empurrado e depois volta ao início) é 
 chamado de frequência ( ) medida em hertz [( Hz ) um ciclo ν
 por segundo]. 
 ● Amplitude altura da onda em relação ao eixo central 
 ● Intensidade ou brilho é o quadrado da amplitude 
 ● Comprimento de onda (λ) distância entre dois 
 máximos sucessivos 
λ × ν = 𝑐 
 Comprimentos de 
 onda diferentes 
 correspondem a regiões 
 diferentes no espectro 
 eletromagnético. A luz 
 visível está entre os 
 comprimentos de 400 nm e 700 nm, tal que a luz branca é a 
 junção de todos os comprimentos de ondas visíveis. 
 A radiação ultravioleta tem frequência mais alta do que a 
 luz violeta. Já a infravermelha (radiação que origina o calor ) 
 tem um comprimento de onda maior com frequência menor. 
 Princípios Teóricos e Práticos 
 Informações relevantes sobre a natureza da radiação 
 eletromagnética vem do fenômeno da incandescência 
 (quando a temperatura sobe intensamente, a cor da luz 
 emitida passa de vermelho para 
 laranja , que depois vira amarelo 
 até chegar ao branco ). 
 ● Corpo negro (objeto 
 quente ) objeto ideal que 
 absorve, e depois emite, toda 
 radiação eletromagnética 
 sobre ele. 
 O gráfico da intensidade de 
 radiação do corpo negro mostra 
 que quando a temperatura 
 aumenta , a intensidade do 
 máximo da radiação emitida 
 ocorre em comprimentos de 
 onda cada vez mais curtos . 
 ● Lei de Stefan-Boltzmann a 
 intensidade total emitida em 
 todos os comprimentos de 
 onda aumentava com a quarta potência da temperatura 
 absoluta multiplicado pela constante 5,67×10 -8 W / 
 m 2 ⋅K 4 . 
 𝐼𝑛𝑡𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 5 , 67 × 10 
− 8 · 𝑇 4 
 ● O comprimento de onda no 
 máximo da intensidade é 
 inversamente proporcional à 
 temperatura absoluta ( 
 ). Logo, é λ
 𝑚𝑎𝑥 
 ∝ 1/ 𝑇 λ
 𝑚𝑎𝑥 
× 𝑇 
 constante. Essa proposição 
 quantitativa é conhecida 
 como lei de Wien 
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 ● Lei de Wien análise quantitativa de com uma λ
 𝑚𝑎𝑥 
× 𝑇 
 constante no valor de 2,9 K⋅mm 
 𝑇 · λ
 𝑚𝑎𝑥 
= 2 , 9 × 10 − 3 𝐾𝑚 
 A Teoria Quântica 
 O Quanta 
 Os cientistas observaram que a mecânica clássica 
 newtoniana não estava de acordo com as observações 
 experimentais. O pior de tudo era a catástrofe do ultravioleta. 
 ● Catástrofe do ultravioleta de acordo com a física 
 clássica, fenômeno em que qualquer corpo com 
 temperatura acima de 0 ( T > 0 ) deveria emitir radiação 
 ultravioleta intensa , além de raios x e . Portanto, 
 qualquer objeto muito quente deveria devastar a região 
 próxima dele com radiação. 
 Planck resolveu esse problema afirmando que a troca de 
 energia entre a matéria e a radiação ocorre em quanta 
 (pacotes inteiros de energia). Sua ideia central era que, ao 
 oscilar em uma frequência , os átomos só poderiam trocar ν
 energia com sua vizinhança, gerando ou absorvendo radiação 
 eletromagnética em pacotes discretos (inteiros) de energia 
 de magnitude. 
 𝐸 = ℎ · ν
 ● Constante de Planck h = 6,626×10 -34 J⋅s. 
 ● A hipótese de Planck sugere que em temperaturas muito 
 baixas , não existe energia para estimular a oscilação em 
 frequênciasmuito altas e o objeto não consegue gerar 
 radiação ultravioleta . Assim, as curvas de intensidade 
 caem muito e evitam a catástrofe do ultravioleta 
 Efeito Fotoelétrico 
 ● Ejeção de elétrons do metal quando sua superfície é 
 exposta à radiação ultravioleta 
 ○ Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha 
 frequência acima de um determinado valor 
 característico do metal 
 ○ Os elétrons são ejetados imediatamente, 
 independentemente da intensidade 
 ○ A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta 
 linearmente com a frequência da radiação incidente 
 Albert Einstein propôs que a radiação eletromagnética é 
 feita de partículas ( fótons ). Esses fótons são pacotes de 
 energia que se relacionam por , ou seja, os fótons da 𝐸 = ℎ ν
 radiação ultravioleta tem mais energia que os da luz visível. 
 O efeito fotoelétrico é 
 facilmente explicado 
 tendo a radiação eletrom. 
 como um feixe de fótons . 
 Quando os fótons 
 colidem com os elétrons , 
 os elétrons absorvem parte da energia. A energia necessária 
 para remover os elétrons da superfície do metal é chamada 
 de função de trabalho do metal , no entanto, uma energia Φ
 menor que a necessária não removerá o elétron. Se a 
 energia do fóton for maior do que , um elétron com ℎ ν Φ
 energia cinética , como a diferença do fóton e do 𝐸 
 𝑐 
= 1 2 𝑚 𝑒 𝑣 
 2 
 trabalho, será emitido . 
 1 
 2 𝑚 𝑒 𝑣 
 2 = ℎ ν − Φ
 ○ Um elétron só é ejetado se receber uma energia 
 mínima do fóton Φ
 ○ Se o fóton tem energia mínima, cada colisão provoca a 
 ejeção imediata do elétron 
 Os Espectros Atômicos 
 Quando uma alta voltagem é aplicada em tubos com 
 diferentes gases e pressão reduzida, os gases emitem 
 diferentes colorações . Quando as luzes são colocadas num 
 prisma, o espectro resultante consiste em apenas alguns 
 comprimentos de onda. 
 Balmer mostrou que que o número de onda de qualquer 
 linha do espectro visível do hidrogênio atômico pode ser 
 medido. Rydberg logo concluiu que: 
ν = 1 λ = 𝑅 
 1 
 𝑛 
 𝑖 
 2 −
 1 
 𝑛 
 𝑓 
 2 ( )
 Sendo R a constante de Rydberg ( e n 3 , 29 × 10 15 𝐻𝑧 )
 números inteiros. Dependendo do n inicial, podemos formar 
 séries: 
 Séries n inicial n final Espectro 
 Lyman 1 2, 3, 4... ultravioleta 
 Balman 2 3, 4, 5... visível 
 Paschen 3 4, 5, 6... infravermelho 
 Brackett 4 5, 6, 7... infravermelho 
 Pfund 5 6, 7, 8... infravermelho 
 A Teoria de Bohr 
 Problemáticas e resoluções 
 ● O movimento do elétron deveria tornar-se 
 gradativamente mais lento um elétron não emite 
 energia estando em uma mesma órbita , portanto não 
 desacelera 
 ● Por que os elétrons deveriam se mover numa órbita ao 
 redor do núcleo? quando um elétron passa de uma 
 órbita para outra, irradiou ou absorveu energia. Se ele se 
 moveu em direção ao núcleo , emitiu energia. Se ele se 
 afastou , liberou 
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 ● Por que os elétrons não fazem uma espiral até colidirem 
 com o núcleo ? para permanecer em sua órbita, a 
 atração eletrostática deve ser igual a força centrífuga . 
 Um elétron de massa , velocidade v e um raio de r, temos 
 que a força centrífuga = . Com e sendo a carga do 𝑚 𝑣 
 2 
 𝑟 
 elétron, Z a carga do núcleo e a permissividade no ε
 0 
 vácuo, temos que a força eletrostática = . Portanto: 𝑍𝑒 
 2 
 4 πε
 0 
 𝑟 2 
 𝑣 2 = 𝑍𝑒 
 2 
 4 πε
 0 
 𝑚𝑟 
 Sendo um número inteiro de quanta, o valor do raio é: 𝑛 
 - [Lee] 𝑟 =
ε
 0 
 𝑛 2 ℎ 2 
π 𝑚𝑒 2 𝑍 ( )
 - [sem ] 𝑟 = 𝑛 2 ℎ 
 2 
 4 π 2 𝑚𝑍 𝑒 2 ( ) ε 0 
 Ao rearranjar algumas equações (incluindo a da energia 
 cinética), podemos obter o valor da energia do elétron em 
 determinada órbita : 
 - [Lee] 𝐸 = − 𝑍 
 2 𝑒 4 𝑚 
 8 ε
 0 
 2 𝑛 2 ℎ 2 
 - [sem ] 𝐸 = − 𝑍 
 𝑛 2 
 2 π 2 𝑚 𝑒 4 
 ℎ 2 ( ) 𝐸 = 𝑍 · 2 , 179 × 10 − 18 𝑛 2 ε 0 
 Dualidade Onda-Partícula 
 Após um experimento ser realizado, pode-se observar um 
 padrão de difração ( onda ) e corpuscular de incidência dos 
 elétrons . Esse experimento comprovou a dualidade 
 onda-partícula da radiação eletromagnética . 
 Louis de Broglie sugeriu que todas as partículas deveriam 
 ser entendidas como tendo propriedades de ondas ! Ele 
 sugeriu também uma equação envolvendo o comprimento de 
 onda λ, massa m, constante de planck e velocidade v: 
λ = ℎ 𝑚𝑣 
 O Princípio da Incerteza 
 ● Não é possível especificar a localização precisa de uma 
 partícula se ela se comporta como onda . Portanto a ideia 
 popular do elétron orbitando o núcleo está errada 
 ● Quanto mais pesada a partícula for, mais insignificante é 
 a incerteza 
 ● Princípio da incerteza de Heisenberg se a localização 
 de uma partícula é conhecida como incerteza , então o ∆ 𝑥 
 momento linear ⍴ paralelo ao eixo x somente pode ser 
 conhecido simultaneamente com a incerteza . Sendo ∆ ⍴ 
 ♄ = h/2π , temos que: 
∆ ⍴ × ∆ 𝑥 ≥ 1 2 ♄ 
 Função de Onda e Níveis de Energia I 
 Interpretação da Função de Onda 
 Erwin Schrödinger substituiu a trajetória precisa da 
 partícula por uma função de onda Ψ que varia de acordo 
 com a posição . 
 Na interpretação de Max Born , a probabilidade de 
 encontrar uma partícula em determinada região é 
 proporcional à Ψ 2 (conhecido como densidade de 
 probabilidade ), logo, quando Ψ 2 é grande, tem alta 
 densidade de probabilidade. A densidade de probabilidade 
 tem suas dimensões em: Volume -1 ou 1/Volume. 
 A região no espaço em que Ψ passa pelo zero , é chamada 
 de nodo (ou nodal ) da função de onda, tal que a partícula 
 tem densidade de probabilidade zero nos nodos. 
 A equação de Schrödinger é uma 
 equação diferencial que é usada 
 para calcular a função de onda Ψ 
 e a energia E de acordo com a 
 energia cinética e a potencial: 
 𝐸 
 Ψ 
= 𝑉 ( 𝑥 )
 Ψ 
− ♄ 
 2 
 2 𝑚 
 𝑑 2 Ψ 
 𝑑𝑥 2 
 ● Partícula em uma caixa 
 uma partícula de massa m confinada entre duas paredes 
 de distância L explica vários conceitos científicos. A 
 partícula atua como uma onda , portanto e somente 
 alguns comprimentos de onda são possíveis no sistema 
 ● O número n inteiro é um número quântico que determina 
 a função de onda. Como n só pode ser inteiro, concluíram 
 que a energia da partícula é quantizada, ou seja, está 
 restrita a uma série de valores discretos denominados 
 como níveis de energia 
 O Átomo de Hidrogênio e Níveis de Energia II 
 Os níveis de Energia 
 Um elétron está confinado no átomo devido à atração 
 exercida pelo núcleo . A equação abaixo nos mostra os níveis 
 de energia permitidos para um átomo de hidrogênio e revela 
 que as energias são negativas (um elétron tem energia 
 menor que o átomo quando está afastado do núcleo) e a 
 medida que n aumenta , a energia dos níveis também 
 sobem : 
 𝐸 
 𝑛 
= − 𝑍 
 2 ℎ𝑅 
 𝑛 2 
 ● O nível mais baixo e mais negativo é o n = 1 ( estado 
 fundamental do átomo ). Quando n vai até o infinito / n = 
 0 , significa 1 que ele está pronto para escapar do átomo 
 ● O elétron efetivamente se libertou do átomo no processo 
 conhecido como ionização . A energia de ionização é a 
 energia necessária para atingir a ionização a partir do 
 estado fundamental 
 6 
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 Os Orbitais Atômicos 
 ● Orbitais atômicos são as funções de onda dos elétrons 
 nos átomos 
 Como o átomo é uma pequena 
 esfera , é conveniente descrever a 
 localização a partir de coordenadas 
 ● r distância em relação ao núcleo 
 ( raio ) 
 ● θ ângulo entre o eixo z positivo 
 ( latitude ) 
 ● Φ ângulo entre o eixo y ( longitude ) 
 ● A função R(r) é a função de onda radial, A função Y(θ, Φ) 
 é chamada de funçãode onda angular 
Ψ( 𝑟 , θ, Φ) = 𝑅 ( 𝑟 ) × 𝑌 (θ, Φ)
 Números Quânticos, Camadas e Subcamadas 
 ● Existem três números quânticos para caracterizar cada 
 cada função de onda 
 ○ n número quântico principal ; especifica a energia 
 do orbital em um átomo de um elétron e o tamanho . 
 Todos os orbitais atômicos com o mesmo valor de n 
 possuem a mesma energia , tal que pertencem à 
 mesma camada do átomo. A distância média entre 
 um elétron e um átomo aumenta com o valor de n 
 ○ l número quântico do momento angular do 
 orbital tem seus valores definidos tal que l = n - 1 , ele 
 define, portanto, as subcamadas e as formas dos 
 orbitais. Com n - 1 determinamos a quantidade de 
 subcamadas e cada uma com seu nome específico de 
 acordo com o número: 
 Valor de l 0 1 2 3 
 Tipo de orbital s p d f 
 ○ m l número quântico magnético distingue os 
 orbitais de uma subcamada. Este número pode assumir 
 valores tal que m l = 2l + 1 (por exemplo, para um 
 orbital p , l = 1 e m l = {+1, 0, -1} , tal que uma 
 subcamada p tem três orbitais diferentes). Especifica a 
 orientação do movimento orbital do elétron (a 
 diferença de sinal indica um movimento contrário) 
 As Formas dos Orbitais 
 O valor de Ψ 2 permite determinar a probabilidade de um 
 elétron estar em uma determinada região. Cada subcamada 
 tem sua representação gráfica específica, por 
 exemplo simboliza um orbital s onde essa 
 crosta externa desenha uma 
 superfície-limite , portanto, o orbital s tem 
 uma superfície-limite esférica. Orbitais s com energia mais 
 alta apresentam diâmetro progressivamente maior com 
 nodos radiais mais complexos em certas regiões. 
 A superfície-limite de um orbital p tem dois lobos , 
 representados por + e - para mostrar que são de sentidos 
 opostos. Os dois lobos são separados por um plano nodal . 
 Um elétron p nunca será encontrado no núcleo .Existem três 
 orbitais diferentes para p já que m l = {+1, 0, -1},, 
 representados no eixo x, y e z . 
 A subcamada d possui cinco orbitais diferentes e a f possui 
 sete . O número total de orbitais possíveis em uma 
 subcamada pode ser descrito por n 2 . 
 O Spin do Elétron 
 O spin é uma propriedade que sugere que o elétron pode 
 se comportar como uma esfera em rotação . De acordo com a 
 mecânica quântica, um elétron tem dois estados de spin, 
 representados por ↑ (sentido anti-horário) e ↓ (sentido 
 horário), ambas com a mesma velocidade . 
 ○ m s número quântico magnético de spin , que 
 assume valores de +½ ( ) ou -½ ( ) 
 Estrutura Eletrônica do Hidrogênio 
 No estado fundamental , o elétron está no nível de energia 
 mais baixo ( n = 1 , logo, s), então dizemos que o elétron ocupa 
 o orbital 1s . 
 Quando um elétron atinge energia suficiente na absorção 
 de um fóton , ele muda para n = 2 e ocupa qualquer um dos 
 quatro orbitais que possuem a mesma energia, virando um 
 elétron 2s ou 2p . Se adquirir mais energia muda para 
 qualquer um dos nove orbitais de n = 3 e, com mais energia, 
 qualquer um dos 16 de n = 4… A absorção ocorre até que o 
 elétron possa escapar da atração coulombiana. 
 ● O átomo aumenta de tamanho quando excitado pela 
 energia 
 Os Átomos Polieletrônicos 
 As Energias dos Orbitais 
 ● Tirando o hidrogênio, todos os átomos eletricamente 
 neutros são polieletrônicos 
 ● O núcleo de um átomo polieletrônico atrai os elétrons 
 mais fortemente pois possui um número maior de cargas. 
 Porém, também existe uma força de repulsão entre os 
 elétrons , o que aumenta a energia . 
 Os elétrons da camada 2s e 2p tem, teoricamente, a mesma 
 energia. Contudo, devido a repulsão eletrônica, os elétrons da 
 subcamada p têm mais energia que os da subcamada s . 
 ● Cada elétron é blindado pelos demais contra a atração 
 otal do núcleo. Essa blindagem não bloqueia a atração 
 pelo núcleo, somente adiciona uma força repelente 
 7 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 ● Um elétron s pode ser encontrado muito próximo do 
 núcleo, dizemos portanto que ele tem maior 
 penetrabilidade . Um elétron p tem uma penetrabilidade 
 menor, com chance nula de estar no núcleo e assim por 
 diante 
 ● Por causa da penetração e da blindagem, a ordem de 
 energia dos orbitais é 
 s > p > d > f 
 O Princípio da Construção 
 A configuração eletrônica do átomo é uma lista de todos 
 os orbitais ocupados que opera com base em alguns 
 conceitos. 
 ● Princípio de exclusão de Pauli dois elétrons, no 
 máximo, podem ocupar um dado orbital. Quando dois 
 elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar 
 emparelhados 
 ● Spins emparelhados quando os dois spins estão em 
 sentidos opostos ( ) 
 Logo, nenhum elétron de um átomo pode ter todos os 
 valores dos quatro números quânticos iguais. 
 ● Camada fechada camada em que o número de 
 elétrons é o máximo permitido pelo princípio da exclusão 
 ● Camada de valência a camada mais externa [maior 
 valor de n] (contém os elétrons que se envolvem em 
 reações químicas) 
 ● Caroço parte mais central que contêm as camadas 
 eletrônicas completamente preenchidas 
 Na distribuição eletrônica, 
 podemos usar o diagrama de 
 Linus Pauling para distribuir 
 os elétrons nos seus orbitais 
 respeitando a ordem 
 energética. 
 Por exemplo, a distribuição 
 eletrônica do: H = 1s 1 ; do He = 
 1s 2 ; do Li = 1s 2 1s 1 ; e assim por 
 diante. 
 ● Quando o caroço de um 
 átomo tem configuração 
 eletrônica igual ao de um gás 
 nobre , podemos usar isso para substituir toda esse 
 configuração por [gás nobre] e o resto. Por exemplo, B = 
 [He]2s 2 2p 1 ; Te = [Kr]4d 10 5s 2 5p 4 ... 
 ● Princípio da construção quando há mais espaços 
 disponíveis na camada, os elétrons devem ser 
 preenchidos primeiro em paralelo em cada subcamada 
 ( ) para depois preencher com os spins emparelhados 
 N 7 
 1s 2s 2p 
 F 9 
 Periodicidade 
 ● A organização da tabela periódica é feita a partir da 
 configuração eletrônica dos elementos. Ela é dividida em 
 blocos cujos nomes indicam a última subcamada ocupada 
 ( s, p, d, f ) 
 ● Os grupos s e p formam os grupos principais da tabela 
 periódica. Nesses dois, o número do grupo indica a 
 quantidade de elétrons na camada de valência e cada 
 período corresponde à ocupação de uma camada com o 
 número quântico principal mais alto que o anterior 
 Raio Atômico 
 Se é metálico , é medido a partir da metade da distância 
 entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida. 
 Em não-metais ou metalóides , temos esse raio covalente 
 como a metade da distância entre os núcleos numa ligação 
 química. Se gás nobre , usa-se o raio de van der Waals 
 (amostra de gás solidificado) 
 ● A carga nuclear efetiva e a blindagem dos elétrons 
 podem interferir nessa padronização 
 Raio Iônico 
 ● Cátions \ o raio dos cátions diminui a cada grupo porque 
 os elétrons ocupam camadas com números quânticos 
 sucessivamente maiores 
 ● Ânions \ o raio dos ânions são maiores em comparação 
 aos átomos originais por causa do efeito de repulsão 
 eletrônica 
 ● Íons isoeletrônicos \ (mesma configuração eletrônica) o 
 tamanho varia de acordo com a força de atração exercida 
 pelo núcleo , se for maior, o raio é menor e vice-versa 
 8 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 Energia de Ionização 
 É a energia E i necessária para remover um elétron do 
 átomo no estado gasoso (em Kj / mol ou eV) 
 ● Primeira energia de ionização \ (E 1 ) é a energia 
 necessária para remover um elétron de um átomo neutro 
 ● Segunda energia de ionização \ (E 2 ) é a energia 
 necessária para remover um elétron de um cátion 
 ● Elementos com baixa energia de ionização formam 
 cátionsfacilmente e conduzem eletricidade em suas 
 formas sólidas e líquidas 
 ● A energia de ionização pode desviar do padrão por causa 
 das repulsões eletrônicas (precisa analisar a distribuição 
 do átomo) 
 ● A segunda energia de ionização é sempre maior que a 
 primeira e assim por diante 
 Afinidade Eletrônica 
 É a energia liberada de um elétron que se junta ao átomo 
 na fase de gás. 
 ● Se for positiva, significa que liv=bera energia quando um 
 elétron entra. Se negativa, significa que ele precisa de 
 energia para admitir um elétron 
 ● Ela é muito menos periódica que os anteriores por causa 
 da possível instabilidade do átomo quando acrescentado 
 um elétron 
 Propriedades Gerais dos Elementos 
 Metálico Não metálico 
 Físicas 
 boa condutividade elétrica baixa condutividade elétrica 
 maleáveis não maleáveis 
 dúcteis não dúcteis 
 brilhantes não brilhantes 
 sólidos, alto ponto de fusão 
 e boa condutividade térmica 
 sólidos, líquidos ou gases. 
 Oposto aos metais 
 Químicas 
 reagem com ácidos reagem com bases 
 formam óxidos básicos formam óxidos ácidos 
 formam cátions formam ânions 
 formam halogenetos iônicos formam halogenetos coval. 
 Ligação Iônica 
 Íons e Características Gerais 
 O modelo iônico é a descrição da ligação química em termo 
 dos íons, ocorrendo majoritariamente entre metais e não 
 metais . Um sólido iônico é um arranjo de cátions e ânions 
 empilhados em uma estrutura regular e são exemplos de 
 sólidos cristalinos . 
 Um caroço normalmente tem a camada mais externa 
 descrita como ns 2 np 6 , sendo ela chamada de octeto do 
 elétron tal que os íons são, normalmente, descritos com base 
 nessa regra de estabilidade atômica (gases nobres). A partir 
 desse ponto do octeto, com os cátions , por exemplo, já 
 formados, eles não podem mais perder elétrons pois a 
 energia de ionização se torna muito alta. 
 Os não metais adquirem elétrons para se estabilizarem ao 
 invés de perderem, sendo assim adicionados um número 
 suficiente de elétrons para completar a camada de valência. 
 Obs.: muitos elementos metálicos, como os do bloco p e d, 
 têm átomos que podem perder um número variável de 
 elétrons, exibindo uma valência variável . 
 Relações Energéticas na Ligação Iônica 
 O processo de formação de compostos iônicos pode ser 
 dividido em etapas cujas energias já são conhecidas para se 
 obter uma interpretação melhor. Pode-se analisar a energia 
 necessária para retirar um elétron assim como a energia 
 liberada ao se ligar a um elétron, e também as energias das 
 ligações em si para se chegar a uma conclusão. 
 O balanço da mudança de energia é descrito por: ( energia 
 requerida - energia liberada ). 
 A diferença de energia entre os íons de um composto 
 quando separados na forma de gás e quando estão lado a 
 lado no estado sólido é a energia de rede (normalmente 
 muito alta). 
 9 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 Interações Iônicas 
 Todos os cátions interagem em maior ou menor grau com 
 todos os ânions, todos os cátions repelem uns aos outros 
 assim como todos os ânions se repelem uns aos outros. 
 O que mantém os sólidos iônicos unidos é a interação 
 eletrostática . Portanto, quando um sólido iônico é golpeado, 
 os íons de cargas iguais fazem contato e logo em seguida se 
 repelem , fazendo com que o cristal se parta em pedaços. 
 A energia de rede de um sólido iônico é alta quando os íons 
 são pequenos e têm cargas elevadas. 
 Ligação Covalente 
 Estrutura de Lewis 
 As ligação dos átomos de não metais possuem energias de 
 ionização muito altas para que uma ligação iônica seja 
 possível, logo eles fazem uma ligação covalente, que consiste 
 em um par de elétrons compartilhados entre eles 
 ● Valência \ número de ligações que um determinado 
 átomo pode fazer compartilhando seus pares de elétrons 
 ● Regra do octeto \ os átomos tendem a se estabilizarem 
 com 8 elétrons na camada de valência (com exceção de 
 alguns que podem fazer um dubleto) 
 ● Par isolado \ par de elétrons de valência que não 
 participam diretamente da ligação 
 A repulsão entre os pares isolados entre os átomos é o 
 que compensa a sua força de atração. Eles interferem na 
 reatividade da molécula por causa disso. 
 Na estrutura de Lewis (H H, por exemplo) um par de 
 elétrons compartilhado é chamado de ligação simples . Dois 
 pares constituem uma ligação dupla e três, uma ligação 
 tripla , tal que ligações duplas e triplas coletivamente são 
 chamadas de ligações múltiplas . 
 Um átomo terminal é aquele que se liga a somente um 
 outro átomo. Já o central é aquele que se liga a pelo menos 
 outros dois (é aquele com menor energia de ionização, já que 
 os de maior energia de ionização relutam para compartilhar e 
 são mais propensos a manter). 
 ● Para escrever uma estrutura de Lewis, deve-se: 
 ○ Contar o número de elétrons nas camadas de valência 
 e dividir esse número por 2 para obter o número de 
 pares de elétrons 
 ○ Escrever o arranjo mais provável 
 ○ Colocar um par de elétrons em cada par de átomos 
 ligados 
 ○ Completar o octeto e formar ligações múltiplas se 
 necessário 
 Ressonância 
 Algumas moléculas não são representadas 
 adequadamentes por uma única estrutura de Lewis. Quando 
 há a fusão de estruturas , obtemos um híbrido de 
 ressonância , ou seja, cada ligação tem propriedades 
 intermediária entre uma ligação simples e uma dupla. 
 Os elétrons que podem ocupar posições diferentes nas 
 estruturas de ressonância são chamados de deslocalizados . 
 A ressonância abaixa a energia do híbrido e o torna mais 
 estável. Interfere, também, diretamente na reatividade , no 
 comprimento da ligação e na evidência estrutural . 
 Carga Formal 
 É uma medida de redistribuição de elétrons (a carga que 
 o átomo teria se as ligações fossem perfeitamente covalentes 
 e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons 
 compartilhados nas ligações). 
 Carga Formal = V - (L + ½B) 
 Onde V são os elétrons na camada de valência do átomo 
 livre, L o número de elétrons presentes nos pares isolados e 
 B o número de elétrons compartilhados em ligações. Ela 
 pode ser negativa (mais elétrons na molécula do que quando 
 é um átomo livre), neutra (coerente) ou positiva (atribuição 
 deixa o átomo com menos elétrons do que ele precisava). 
 Radicais e Birradicais 
 As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados 
 são chamadas de radicais, os quais são extremamente 
 reativos (possuindo uma vida curta) (CH 3 ). 
 Já um birradical é uma molécula com dois elétrons 
 desemparelhados (C 5 H 10 ). 
 Octetos Expandidos e Incompletos 
 ● Octeto expandido \ ocorre quando um átomo central na 
 molécula tem os orbitais d vazios com energia semelhante 
 à dos orbitais de valência, sendo possível acomodar 10, 
 12 ou mais elétrons e adquirir uma camada de valência 
 expandida. Somente os átomos do bloco p a partir do 
 período 3 podem expandir o octeto 
 ● Composto hipervalente \ um átomo com mais átomos 
 ligados a ele do que o permitido pela regra do octeto, 
 normalmente ligado à valência variável 
 ● Pode haver o caso em que o número de átomos é o 
 permitido pelo octeto mas possuem ligações múltiplas na 
 estrutura, sendo essa outra forma de expansão 
 ● Estrutura de ressonância dominante \ quando estruturas 
 de ressonância diferentes são possíveis, algumas dando o 
 octeto e outras dando uma camada de valência 
 10 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 expandida, a estrutura de ressonância dominante é aquela 
 que deixa as cargas formais mais baixas 
 ● Octeto incompleto \ átomos que não precisam de 8 
 elétrons na camada de valência para manter 
 determinadas moléculas numa estrutura estável 
 ○ Ligação covalente coordenada \ é uma ligação na 
 qual ambos os elétrons vêm de um único átomo (BF4 - ) 
 ○ Dímeros \ são pares de moléculas unidas, ou seja, 
 molécula composta por duas unidades similares ou 
 monômeros unidos (Al 2 Cl 6 ) 
 Propriedades das Ligações 
 Eletronegatividade 
 A maior parte das substâncias têm caráter intermediário 
 entre ligações covalentes e iônicas , ou seja, mesmo que em 
 grau limitado, todas as substâncias podem ser vistas como 
 híbridos de ressonância de estruturas puramente covalentes 
 e iônicas. 
 As cargas parciais (líquidas) de um átomo são escritas com 
 a letra δ , tal que o δ + representa um elemento menos 
 eletronegativo do que um elemento com δ - . Uma ligação 
 onde existem cargas parciais diferentes é chamado de 
 ligação covalente polar . 
 As cargas parciais nos dois átomos de uma ligação 
 covalente polar formam um dipolo elétrico. O tamanho desse 
 dipolo elétrico é chamado de momento de dipolo elétrico 
 ( µ ) com unidades Debye (D). 
 Um ligação covalente é polar se um átomo tem poder de 
 atração do elétron maior do que o outro átomo pois então o 
 par de elétrons têm maior probabilidade de ser encontrado 
 próximo ao primeiro. Esse poder de atração do elétron é 
 chamado de eletronegatividade ( ) que é a média entre 
 energia de ionização e afinidade eletrônica . 
 Um elemento muito eletronegativo lembra um ânion, e o 
 menos eletronegativo, um cátion, portanto essas ligações 
 possuem um caráter iônico considerável. 
 Polarizabilidade 
 Assim como as ligações covalentes apresentam um caráter 
 iônico, as ligações iônicas também apresentam um caráter 
 covalente . 
 As cargas positivas do cátion atraem os elétrons dos 
 ânions, tal que a nuvem eletrônica do ânion distorce-se em 
 direção a do cátion (há uma tendência da densidade 
 eletrônica da ligação de ocupar a 
 região entre os núcleos, formando 
 uma ligação covalente, ou seja, 
 quanto maior a distorção , maior o 
 caráter covalente). 
 Os átomos e íons que se distorcem 
 muito são considerados como muito 
 polarizáveis , podendo se esperar 
 que um ânion seja muito polarizável 
 se ele for volumoso . Já os átomos capazes de provocar a 
 distorção dos átomos e íons vizinhos possuem um alto poder 
 de polarização , tal que um cátion pode ter mais poder de 
 ionização se ele for menor e tiver uma carga elevada . 
 O poder de polarização aumenta da esquerda para a direita 
 e de cima para baixo na tabela periódica . 
 Energia de Ligação 
 A força de uma ligação entre dois átomos é medida por sua 
 energia de dissociaç!ao (D), ou seja, quanto de energia 
 precisam para romper a ligação. Uma energia de dissociação 
 alta indica um poço de potencial profundo e, portanto, uma 
 ligação forte. 
 Uma ligação tripla tem maior D do que uma ligação dupla 
 que tem maior D do que uma ligação simples. Já as 
 ressonâncias apresentam uma energia de dissociação 
 intermediária à simples e à dupla. 
 Comprimento da Ligação 
 O comprimento de uma ligação e medido a partir da 
 distância entre os centros de dois átomos em uma ligação 
 covalente. As ligações entre átomos pesados tendem a ser 
 mais longas pois os átomos pesados têm maiores raios, 
 consequentemente as ligações mais curtas (átomos leves) 
 11 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 são mais fortes. Cada átomo tem sua contribuição 
 característica chamada raio covalente. 
 O Modelo VSEPR 
 VSEPR 
 Considerando uma molécula formada por um átomo 
 central ao qual outros átomos estão ligados, vários tipos de 
 geometria e ângulos entre as ligações são possíveis. 
 O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada 
 de valência (VSEPR) amplia a teoria de ligação química de 
 Lewis incluindo diversas regras para explicar as formas das 
 moléculas e seus ângulos de ligação. 
 ● Regra 1 \ as regiões de alta concentração de elétrons 
 ( ligações e pares isolados ) se repelem , de forma que 
 elas tendem a se afastar o máximo possível 
 ● Regra 2 \ uma ligação múltipla é tratada como uma 
 única região de alta concentração de elétrons 
 ● Regra 3 \ todas as regiões de concentração eletrônica 
 elevada e todos os pares de elétrons isolados e ligantes 
 são incluídos na descrição do arranjo, porém somente as 
 posições dos átomos são consideradas quando 
 descrevemos a forma da molécula 
 ● Regra 4 \ os " pares isolados " têm uma repulsão mais 
 forte quando comparados à repulsão " par isolado - 
 átomo " que tem repulsão mais forte do que a repulsão 
 " átomo - átomo ". Uma possível explicação é que a nuvem 
 eletrônica de uma par isolado ocupa um volume maior do 
 que o de uma ligação 
 ○ Par isolado axial \ encontra-se no eixo da molécula 
 ○ Par isolado equatorial \ encontra-se no equador da 
 molécula e obtêm-se menor energia, sendo esta a 
 posição adequada (gangorra, por exemplo) 
 ● Obs \ quando existem mais de um átomo central, as 
 ligações de cada átomo são tratadas de maneira 
 independente 
 Moléculas Polares 
 ● Molécula polar \ são as moléculas com um momento de 
 dipolo diferente de zero , tal que a soma vetorial dos 
 momentos de dipolos das ligações polares devem resultar 
 em diferente de zero. Se os momentos de dipolo se 
 cancelam, a molécula é não polar 
 No modelo VSEPR, consideremos X n o número de átomos 
 ligantes e E m o número de pares de elétrons isolados. Assim 
 temos: 
 Teoria da Ligação de Valência 
 Ligações Sigma e Pi 
 A teoria da ligação de valência ( VB ) é a descrição da ligação 
 covalente em termos dos orbitais atômicos. 
 ● Ligação sigma ( σ ) \ é uma ligação simetricamente 
 cilíndrica e não tem planos nodais contendo o eixo 
 internuclear. Todas as ligações covalentes simples são 
 ligações sigma 
 ○ Ligação simples \ uma ligação σ 
 ● Ligação pi ( π ) \ é uma ligação que tem um único plano 
 nodal que contém o eixo internuclear, ou seja, é um tipo 
 de superposição de orbitais onde os elétrons de cada 
 orbital p se emparelham só podendo se sobrepor lado a 
 lado. 
 ○ Ligação dupla \ uma ligação σ e uma π 
 ○ Ligação tripla \ uma ligação σ e duas π 
 Promoção de Elétrons e Hibridização 
 ● Promoção eletrônica \ ocorre quando um elétron é 
 realocado para um orbital mais energético (o caráter 
 tetravalente do carbono deve-se à pequena energia de 
 promoção de um átomo de carbono ∴ [He]2s 2 2p x 1 2p y 1 
 vira [He]2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 
 12 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 ● Hibridização \ como os orbitais são ondas de densidade 
 eletrônica centradas no núcleo, eles podem ser 
 melhorados de forma a obterem um arranjo espacial mais 
 adequado com os modelos de repulsão eletrônica. Logo, a 
 interferência entre orbitais atômicos origina novos padrões 
 chamados modelos híbridos 
 Hibridizações 
 Número de 
 orbitais 
 misturados 
 Estrutura dos 
 orbitais híbridos 
 Tipos de 
 hibridização 
 2 Linear sp 
 3 Trigonal Plana sp 2 
 4 Tetraédrica sp 3 
 4 Quadrado Planar dsp 2 
 5 Bipiramidal sp 3 d 
 6 Octaédrica sp 3. d 2 
 Teoria dos Orbitais Moleculares 
 Orbitais Moleculares 
 Na teoria de orbitais moleculares ( MO ), os elétrons estão 
 descritos por funções de ondas chamadas orbitais 
 moleculares que se espalham por toda a molécula. Nela, 
 todos os elétrons de valência estão deslocalizados sobre 
 toda a molécula, isto é, não pertencem a uma ligação 
 específica. 
 Quando um orbital molecular se forma, as ondas 
 interferem construtivamente uma na outra, aumentando a 
 amplitude total da função de onda onde ocorre a 
 superposição. O aumento da amplitude na região internuclear 
 indica que existe uma maior densidade de probabilidade . 
 A combinação de orbitais atômicos que têm energia total 
 maior do que aquela dos orbitais atômicos originais é 
 chamada de orbital antiligante , os quais geram uma 
 interferência destrutiva . 
 O acréscimo de energia de um orbital antiligante emrelação aos orbitais atômicos é aproximadamente igual a 
 diminuição de energia do orbital ligante correspondente. 
 ● Ordem de ligação \ ( b ) é definida como o número líquido 
 de ligações, permitindo o cancelamento dos elétrons em 
 orbitais ligantes (N e ) pelos antiligantes (N e *) 
 𝑏 = 1 2 × ( 𝑁 𝑒 − 𝑁 𝑒 
*)
 Cinética 
 Velocidades de Reação 
 ● Reação rápida \ quando os produtos são formados quase 
 instantaneamente 
 ● Reação lenta \ os produtos levam um tempo longo para 
 se formar 
 ● Velocidade média da reação \ é definida com a variação 
 de um dos reagentos ou produtos em determinado ponto 
 da reação dividida pelo tempo em que a mudança leva 
 para ocorrer [velocidade de consumo (reagentes) é 
 negativa e a velocidade de formação (produtos) é 
 positiva]. Unidades de mol/L⋅s 
 𝑣 = ± ∆[ 𝑅 ]∆ 𝑡 
 ● velocidade média única \ em uma reação com os 
 coeficientes: , podemos escrever a 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 
 velocidade média de forma: 
− 1 𝑎 
∆[ 𝐴 ]
∆ 𝑡 = −
 1 
 𝑏 
∆[ 𝐵 ]
∆ 𝑡 =
 1 
 𝑐 
∆[ 𝐶 ]
∆ 𝑡 =
 1 
 𝑑 
∆[ 𝐷 ]
∆ 𝑡 
 ● Velocidade instantânea \ é a inclinação da reta tangente 
 que varia durante a evolução da reação 
 ● Constante de velocidade \ (K r ) é a característoca da 
 reação e da temperatura na qual a reação ocorre. Cada 
 reação tem a sua própria constante 
 ● Lei da velocidade \ é a expressõa da velocidade 
 instantânea de reação em termos da concentração de um 
 reagente em qualquer momento 
 13 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 𝑣 = 𝑘 
 𝑟 
· [ 𝑋 ] 𝑎 
 ● Ordem da reação \ é a proporcionalidade entre a 
 velocidade e a concentração 
 ○ Ordem zero \ a velocidade não depende da 
 concentração 
 𝑣 = 𝑘 
 ○ Primeira ordem \ a velocidade é proporcional à 
 primeira potência da concentração 
 𝑣 = 𝑘 [ 𝑋 ]
 ○ Segunda ordem \ a velocidade é proporcional à 
 segunda potência da concentração 
 𝑣 = 𝑘 [ 𝑋 ] 2 
 ○ Ordem total \ Quando há uma lei de velocidade 
 expressa em mais de um reagente, a ordem total é a 
 soma dos expoentes a, b, c... 
 𝑣 = 𝑘 [ 𝑋 ] 𝑎 [ 𝑍 ] 𝑏 ...
 Para aumentar a velocidade, a concentração de reagente 
 também pode ser aumentada. Assim como a velocidade de 
 uma reação heterogêea pode aumentar se a área superficial 
 de um reagente também aumentar. 
 Leis de Velocidade Integradas & Meia-Vida 
 Uma lei de velocidade , quando integrada , fornece a 
 concentração de reagentes ou produtos em qualquer 
 instante após o início da reação, tal que cada ordem possui 
 sua lei em específico. 
 A meia vida (t ½ ) de um reagente é o tempo necessário para 
 que sua concentração caia pela metade do valor inicial. 
 Quanto maior for o valor de k, menor será a meia-vida da 
 reação 
 Ordem 
 0 1 2 
 Lei da 
 velocidade 𝑣 = 𝑘 𝑣 = 𝑘 [ 𝑋 ] 𝑣 = 𝑘 [ 𝑋 ]
 2 
 Lei 
 integrada 
[ 𝐴 ]
 𝑡 
=
− 𝑘𝑡 + [ 𝐴 ]
 0 
[ 𝐴 ]
 𝑡 
= [ 𝐴 ] 𝑒 − 𝑘𝑡 [ 𝐴 ]
 𝑡 
=
[ 𝐴 ]
 0 
 1 + 𝑘𝑡 [ 𝐴 ]
 0
 Gráfico 
 Inclinação 
 da reta -k -k k 
 Meia-vida 𝑡 
 1/2 
=
[ 𝐴 ]
 0 
 2 𝑘 
 𝑡 
 1/2 
= 𝑙𝑛 2 𝑘 𝑡 1/2 =
 1 
 𝑘 [ 𝐴 ]
 0 
 Mecanismos de Reação 
 ● reações elementares \ cada reaçõa elementar descreve 
 um evento distinto no avanço de uma reação 
 ● Mecanismo de reaçõa \ sequência de reações 
 elementares que descreve as modificações que eles 
 acreditam que esteja ocorrendo à medida que os 
 reagentes se tranformam em produtos 
 ● intermediário de reação \ uma espécie que desempenha 
 uma função na reação, mas que não aparece na reação 
 total 
 ● Molecularidade \ o número de moléculas de reagentes 
 ○ Unimolecular \ há apenas uma molécula nos 
 reagentes 
 ○ Bimolecular \ há duas moléculas envolvidas nos 
 reagentes 
 ○ Trimolecular \ reação que envolve a colisão de três 
 moléculas simultâneamente, o que a torna mais rara e 
 difícil de acontecer 
 Para construir uma lei de velocidade total de um 
 mecanismo, a lei de velocidade de cada reação elementar é 
 identificada e combinada . Logo, a soma das reações diretas é 
 a reação total e a soma das reações inversas é a reação 
 inversa total. 
 Há casos em que a velocidade de uma reação é tão baixa 
 que pode ser ignorada . 
 ● Velocidade líquida de formação \ soma das velocidades 
 de todas as reações elementares em sua formação menos 
 as velocidades das reações elementares que consomem a 
 espécie 
 A etapa elementar mais lenta de uma sequência de reações 
 é a que controla a velocidade total de fromação de produtos 
 e é chamada de etapa determinante da velocidade de 
 reação . 
 No equilíbrio, as velocidades das reações totais diretas e 
 inversas e as velocidades de cada par de reação individuais 
 diretas e inversas em determinada etapa do mecanismo são 
 idênticas. Com k' sendo a constante da inversa, temos: 
 𝐾 = 𝑘 𝑘 ' 
 ● K >> 1 \ a reação direta rápida produz grande 
 concentração de produtos antes de atingir o equilíbrio 
 ( produtos favorecidos) 
 ● K << 1 \ a reação inversa consome os produtos 
 rapidamente e sua concentração é muito baixa ( reagentes 
 favorecidos) 
 Reações em cadeia são aquelas que possuem um 
 intermediário muito reativo que, por sua vez, reage para 
 produzir outro intermediário muito reativo que dá início a um 
 ciclo contínuo. 
 14 
 Gustavo Meira - EQ • UEM Química Geral & Inorgânica 
 ● Propagador de cadeia \ é o intermediário de reação 
 (normalmente um radical) 
 ● iniciação \ primeira etapa da reação em cadeia. Acontece a 
 partir de um reagente [possivelmente iniciado pelo calor 
 (Δ) ou pela luz ( )] ℎ ν
 ● Terminação \ ocorre quando dois propagadores se 
 combinam para formar um produto 
 ● Ramificação de cadeia \ quando mais de um propagador 
 de cadeia se forma na reação, o que normalmente 
 ocasiona uma reação explosiva 
 Modelos de Reações 
 ● Comportamento de arrhenius \ compostos que dão uma 
 linha reta com o ln(k) contra o 1/T. A relação entre o fator 
 pré-exponencial (A), a energia de ativação (E a ), o inverso 
 da temperatura (1/T), a constante dos gases (R) e a 
 constante de velocidade é: 
 𝑙𝑛 𝑘 
 𝑟 
= 𝑙𝑛 𝐴 −
 𝐸 
 𝑎 
 𝑅𝑇 
 Reações com energia de ativação baixas , portanto, têm 
 um gráfico não muito inclinado e suas velocidades crescem 
 pouco com a variação de temperatura. O contrário ocorre com 
 as reações com energia de ativação muito altas. 
 ● Teoria das colisões \ (gases) uma reação só pode ocorrer 
 se os reagentes se encontram com uma energia cinética 
 suficiente para quebrar as ligações antigas e formarem 
 novas. Essa energia cinética necessária é denominada E min 
 e, junto com a frequência de colisão entre A e B, por 
 exemplo, temperatura T, constante de Avogadro (N A ), 
 velocidade média relativa ( ) e seção transversal de 𝑣 
 𝑟𝑒𝑙 
 colisão (σ), temos: 
 𝑓𝑟𝑒𝑞𝑢 ê 𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑙𝑖𝑠 õ 𝑒𝑠 = σ 𝑣 
 𝑟𝑒𝑙 
 𝑁 
 𝐴 
 2 [ 𝐴 ][ 𝐵 ]
 ● Orientação relativa das moléculas \ a dependência na 
 direção relativa de colisão entre as moléculas é chamada 
 de exigência estérica da reação e interfere na eficiência 
 da reação 
 ● Teoria do estado de transição \ em soluções, as 
 moléculas correm com os solventes e permanecem 
 vizinhas por um período relativamente longo. Duas 
 moléculas se aproximam e se deformam quando chegam 
 muito perto uma da outra. O encontro delas leva a um 
 complexo ativado (um arranjo que pode prosseguir na 
 direção do produto ou se separar para restabelecer os 
 reagentes não modificados). Se elas têm energia cinética 
 mínima de E a , podem formar o complexo ativado, passar 
 pelo estado de transição (arranjo específico dos átomos) e 
 formarem um produto 
 Catálise 
 Um catalisador é uma substância que aumenta a 
 velocidade da reação sem ser consumid o nela, ou seja, 
 fornece um mecanismode reação alternativo. Como ele não 
 afeta a composição, também não altera o equilíbrio. 
 ● Catalisador homogêneo \ está na mesma fase física do 
 que os reagentes 
 ● Catalisador heterogêneo \ está em uma fase física 
 diferente dos reagentes, normalmente sólidos divididos 
 ou porosos usados em reações de gases ou líquidos 
 Equilíbrio químico 
 Reversibilidade Reacional e Constante de Equilíbrio 
 Uma reação estar em equilíbrio significa que a velocidade 
 de formação dos produtos é a mesma velocidade de 
 formação dos reagentes na reação inversa. Um equilíbrio 
 químico é dinamico, o que significa que as reações diretas e 
 inversas continuam a ocorrer com a mesma velocidade de 
 consumo e formação. 
 K ( adimensional ) é uma constante de equilíbrio específica 
 de uma reação em uma determinada temperatura. Numa 
 reação qualquer, pode ser definido como as concentrações 
 ou pressões dos produtos sobre as do reagente, com todos 
 os termos elevados aos seus respectivos coeficientes 
 estequiométricos:: 
 𝑎 𝐴 
( 𝑔 )
+ 𝑏 𝐵 
( 𝑔 )
 ⇌ 𝑐 𝐶 
( 𝑔 )
+ 𝑑 𝐷 
( 𝑔 )
 & 𝐾 
 𝑝 
=
( 𝑃 
 𝐶 
) 𝑐 + ( 𝑃 
 𝐷 
) 𝑑 
( 𝑃 
 𝐴 
) 𝑎 + ( 𝑃 
 𝐵 
) 𝑏 
 𝐾 
 𝑐 
= [ 𝐶 ]
 𝑐 + [ 𝐷 ] 𝑑 
[ 𝐴 ] 𝑎 + [ 𝐵 ] 𝑏 
 𝐾 
 𝑝 
= 𝑐 º 𝑅𝑇 𝑃 º ( )
∆ 𝑛 
 𝐾 
 𝑐 
 ● Atividade \ (a J ) 
 Gás ideal 𝑎 𝐽 = 𝑃 𝐽 
 Soluto diluído 𝑎 𝐽 = [ 𝐽 ]
 Sólido 𝑎 𝐽 = 1 
 ○ Equilíbrio homogêneo \ todos os reagentes e 
 produtos estão na mesma fase física 
 ○ Equilíbrio heterogêneo \ possui mais de uma fase 
 presente no equilíbrio 
 ○ Sólidos, soluções muito diluídas e líquidos puros 
 \ possuem atividade 1, não precisando serem 
 considerados na constante 
 ● Quociente de reação \ ( Q ) é usado para descrever a 
 concentração ou pressão dos reagentes e produtos em 
 qualquer instante da reação 
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 𝑄 = [ 𝐶 ]
 𝑐 + [ 𝐷 ] 𝑑 
[ 𝐴 ] 𝑎 + [ 𝐵 ] 𝑏 
 Cálculos de Equilíbrio 
 ● Progresso da reação 
 ○ Valores grandes de K (10 3 >) \ favorece os produtos 
 ○ Valores intermediários de K (10 -3 - 10 3 ) \ não há 
 favorecimentos 
 ○ Valores pequenos de K (10 -3 <) \ 
 favorece os reagentes 
 ● Direção da reação 
 ○ Q < K \ vai em favor dos produtos 
 ○ Q = K \ está no equilíbrio e não há 
 tendência de mudar 
 ○ Q > K \ vai em favor dos reagentes 
 ● Tabela de equilíbrio 
 Compostos aA bB cC 
 Início - - - 
 Estequio (-)(a)x (-)(b)x (-)(c)x 
 Equilíbrio início + (a)x início + (b)x início + (b)x 
 Alterações no Equilíbrio 
 ● Princípio de Le Chatelier \ quando uma perturbação é 
 aplicada em um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende 
 a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da 
 perturbação 
 ● Adição ou remoção de reagentes 
 ○ Adição de reagentes \ Q < K, deslocando para os 
 produtos 
 ○ Adição de produtos \ Q > K, deslocando para os 
 reagentes 
 ○ Remoção contínua \ circula a mistura em equilíbrio, 
 sem parar a produção 
 ● Compressão de uma mistura \ a composição tende a 
 mudar para reduzir ao mínimo o efeito do aumento de 
 pressão 
 ○ Aumento de pressão \ desloca para o lado do 
 equilíbrio com menores coeficientes estequiométricos 
 ● Temperatura \ altera diretamente a constante de 
 equilíbrio 
 ○ Exotérmicas \ deslocada para os reagentes 
 ○ Endotérmica \ desloca para os produtos 
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