1 Webconferência - Química Inorgânica e Orgânica - IURY SOUSA E SILVA

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Química Inorgânica e Orgânica
Webconferência 1
Prof. Dr. Iury Sousa e Silva
Iury Sousa e Silva
Formação:
Engenheiro Químico
Especialista em Engenharia de Segurança do Trabalho
MBA em Gestão de Projetos
Especialista em Metodologia de Ensino EAD
Mestre em Engenharia Química – Modelagem e Simulação de processos
Doutor em Engenharia Química – Modelagem, Simulação e Viabilidade de plantas industriais
Experiências:
Engenheiro de Processos – M&G Fibras Brasil
Coordenador de Qualidade, Tecnologia e Desenvolvimento – Frevo Brasil
Analista de Meio Ambiente – SEMMA Paulista
Professor e coordenador de curso – UNINASSAU
Contatos:
E-mail: iury.silva@sereducacional.com
Instagram: @prof.iurysousa
Linkedin: Iury Sousa e Silva
Informações:
• Manual de prática de Química 
• Webconferência Prática
• Importância das AOLS
MODELOS ATÔMICOS
1 .MODELO GREGO (DEMÓCRITO ELEUCIPO);
Meados de 450 a.C.; tudo seria formado por pequenas partículas indivisíveis, que eles
denominaram de átomos. Essa palavra vem do grego a, que significa “não”, e tomo, “parte”, ou
seja, “sem partes” ou “indivisível”
2. MODELO DE JOHN DALTON (SÉCULOXVIII);
Em1808, John Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula
esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem cargas elétricas. Todos os átomos
de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi chamado de modelo
atômico da bola debilhar.
MODELOS ATÔMICOS
2. MODELO DE JOHN DALTON: 
Em1808, John Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula
esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem cargas elétricas. Todos os átomos
de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi chamado de modelo
atômico da bola debilhar.
a) Os átomos são esféricos, maciços, indivisíveis eindestrutíveis;
b) Os átomos de elementos diferentes tem massasdiferentes;
c) Os diferentes átomos se combinam em várias proporções, formando novassubstâncias;
d) Os átomos não são criados nem destruídos, apenas produzem novas substâncias com 
diferentes combinações.
MODELOS ATÔMICOS
3. MODELO DE JOSEPH JONHTHOMSON
Em 1898, J. J. THOMSON sugeriu a seguinte teoria:
✓ O átomo era formado por uma massa esférica, que possuía carga elétricapositiva.
✓ Essa massa possuía cargas elétricas negativas incrustadas (os elétrons), semelhantemente às 
passas em um pudim.
✓ A carga total do átomo era nula, de modo a haver neutralidade damatéria.
MODELOS ATÔMICOS
4. MODELO DERUTHERFORD:
MODELOS ATÔMICOS
4. MODELO DERUTHERFORD:
Rutherford fez as seguintes observações:
1ª A maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvio. 
2ª Algumas poucas partículas α eram desviadas de suatrajetória.
3ª Outras partículas α, em menor quantidade, eram rebatidase retornavam.
MODELOS ATÔMICOS
4. MODELO DERUTHERFORD:
Em 1911, Rutherford apresentou ao mundo o seu modelo atômico (“átomo
nucleado”), concluindo que o átomo possui um grande espaço vazio, onde
estão os elétrons (eletrosfera), e um núcleo, que possui carga elétrica
positiva e onde se acha concentrada a massa do átomo.
Muitos cientistas da época sentiram-se impelidos a acreditar que o átomo
se assemelhava a um sistema solar, em que o núcleo se assemelharia ao Sol
e os elétrons aos planetas. Essa ideia ficou conhecida como “modelo
planetário” ou “modelo atômico clássico”.
MODELOS ATÔMICOS
5. MODELO DE BOHR
O modelo de Bohr
• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os
planetas orbitam em torno do sol.
• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve
perder energia.
• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os
elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram
denominados órbitas.
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
Postulados Mecânicos
•O elétron descreve órbitas circulares em torno do núcleo 
sem absorver ou emitir energia espontaneamente.
•Somente são possíveis certas órbitas com energias fixas 
(energias quantizadas).
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Na mecânica quântica, a equação de Schrödinger é uma equação 
diferencial parcial que descreve como o estado quântico de um sistema
físico com o tempo. Foi formulada no final de 1925, e publicado em 
1926, pelo físico austríaco Erwin Schrödinger.
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as 
energias para as funções de onda.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
Evolução dos Modelos Atômicos
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1.Número quântico principal, n. À medida que n aumenta, o orbital torna-se 
maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.
2.O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de
n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos 
letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3).
Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.
3.O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O 
número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a 
orientação do orbital no espaço.
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de rotação
=  ½.
• O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 
4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins 
opostos.
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Os químicos usam um sintaxe específica quando se referem aos orbitais.
A Distribuição de Elétrons 
em um Átomo
Agora que já sabemos o que são os orbitais, podemos ver como os 
diferentes tipos se encaixam nas camadas eletrônicas.
Os princípios a seguir são usados para determinar que orbitais os elétrons 
ocupam:
•O princípio de Aufbau: Primeiro os elétrons ocupam os orbitais de menor 
energia.
•O princípio de exclusão de Pauli: somente dois elétrons podem ocupar o 
mesmo orbital e os dois elétrons têm que ter spins opostos.
•A regra de Hund: os elétrons ocuparão orbitais degenerados vazios antes de 
ser emparelhado em um mesmo orbital.
A Distribuição de Elétrons 
em um Átomo
ORBITAIS ATÔMICOS
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
l = 0 s  2e−
l =1 p  6e−
l = 2 d 10e−
l = 3 f 14e−
Diagrama de Linus Pauling
TABELA PERIÓDICA
: Hidrogênio 
1 elemento
: Metais
84 elementos
: Ametais
11 elementos
: Semimetais 
7 elementos
: Gases nobres 
6 elementos
FAMÍLIA NOME
CONFIGURAÇÃO
D
A ÚLTIMA
CAMADA
COMPONENTES
1 A METAISALCALINOS ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2 A METAIS 
ALCALINOS-
TERROSOS
ns² Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
3 A FAMÍLIA DOBORO ns² np1 B, Al, Ga, In, Tl
4 A FAMÍLIA DOCARBONO ns² np² C, Si, Ge, Sn,Pb
5 A FAMÍLIA 
DO 
NITROGÊ
NIO
ns² np³ N, P, As, Sb,Bi
6 A CALCOGÊNIOS ns² np4 O, S, Se, Te,Po
7 A HALOGÊNIOS ns² np5 F, Cl, Br, I, At
8 A GASESNOBRES ns² np6 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Se vamos estudar as ligações químicas de início,
precisamos começar com um entendimento da estrutura do
átomo – quais elétrons um átomo tem e onde eles estão
situados.
• Um átomo consiste de elétrons, prótons carregados positiva-
mente e nêutrons neutros.
• Os elétrons formam ligações químicas
• Número atômico: número de prótons em seu núcleo
• Número massa: a soma de prótons e nêutrons de um átomo
A Estrutura de um Átomo
Diferente dos prótons, os elétrons não ficam presos no
núcleo de um átomo, e sim nas camadas que rodeiam o
núcleo.
- Casamento do átomo -
Ligação Química
Agora que já sabemos como os elétrons se encaixam nos
átomos, podemos ver como os átomos podem se juntar e ligar.
Por que os átomos fazemligações? Os átomos não são felizes
sozinhos? Não estão felizes com o número de elétrons distribuídos
entre eles?
“Os gases lutam para ser como os gases nobres, elementos
encontrados na oitava (e última) coluna da Tabela Periódica”
- Casamento do átomo -
Ligação Química
Então por que os átomos querem imitar os gases nobres? O que 
faz com que esses átomos sejam tão atraentes?
A resposta está na sua estrutura eletrônica
A camada eletrônica cheia de elétrons é a camada eletrônica 
mais estável possível.
Os elétrons da camada mais externa de um átomo são 
conhecidos como elétrons de valência.
Na natureza, as substâncias buscam um estado energético 
mais estável, ou seja, de menor energia
• Ligações fortes:
Iônicas (metal+ ametal ou Metal + Hidrogênio)
Covalentes (ametal + ametal)
Metálicas (metal+metal)
Tipos de ligação
Ligações Químicas
•Tentando explicar por que os átomos formam ligações, Lewis propôs: um
átomo é mais estável se sua camada de valência for completa ou contiver
oito elétrons e não tiver elétrons de maior energia (regra do octeto).
•Substâncias iônicas são formadas quando um elemento eletropositivo
transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo
LIGAÇÃO IÔNICA
❖Definição: elétrons são transferidos de um átomo
para outro dando origem a íons de cargas contrárias
que se atraem.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl. 
Na (Z = 11) →1s2 ,2s2, 2p6, 3s1
Cl ( Z = 17) →1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Na+ Cl-Na Cl
Configuração dos Átomos:
Na Cl
LIGAÇÃOIÔNICA
Transferência do elétron:
Na Cl
LIGAÇÃOIÔNICA
Formação dos íons:
Na+ Cl-
LIGAÇÃOIÔNICA
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
LIGAÇÃOIÔNICA
Estrutura cristalina do NaCl sólido
Mais exemplos
a)K+Cl- → KCl 
b)Ca+2I-1 →CaI2
c) Al+3S-2 → Al2S3
d) Fe+3O-2→ Fe2O3
➢São sólidos nas condições ambiente;
➢Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
➢Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em 
solução aquosa, devido à presença de íons livres.
Características dos compostos
iônicos
❖Definição: A ligação covalente comum baseia-se no
compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, onde cada
átomo envolvido na ligação contribui com 1 elétron para a formação
do par eletrônico
Exemplo: formação do cloro – Cl2. 
Cl ( Z = 17) → 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
ClCl
Ligação CovalenteNormal
Possui 7 elétrons 
na camada de 
valência
Configuração dos Átomos:
Ligação CovalenteNormal
Atração Quântica:
Ligação CovalenteNormal
Representação da ligação covalente
O2O O
Fórmula 
eletrônica ou 
de Lewis
Fórmula 
Molecular
O = O
Fórmula 
Estrutural
União de dois átomos de sódio por meio 
da ligaçãometálica
Ilustração esquemática 
da ligaçãometálica
•Estrutura formada por 
íons positivos eelétrons
livres de valência que
formam uma “nuvem 
eletrônica” que circula
livremente entre osíons
positivos
• Igual compartilhamento de elétrons: ligação covalente não-polar (e.g., H2)
•Compartilhamento de elétrons entre átomos com Eletronegatividade 
diferente: ligação covalente polar
(e.g., HF)
Ligações Químicas
Seguem as regras para determinar se uma ligação será covalente 
ou iônica.
➢ Se não houver diferença de eletronegatividade entre dois átomos, 
a ligação será covalente apolar.
➢ Se a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos estiver 
entre 0 e 2, a ligação será covalente polar.
➢ Se a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos for 
maior que 2, a ligação será iônica.
Ligações Químicas
Classificação de Ligações
Ligação Diferença de eletronegatividade Classificação
H-H 0 Covalente apolar
Cl-Cl 0 Covalente apolar
H-Cl 0,9 Covalente polar
C-N 0,5 Covalente polar
Li-F 3,0 Iônica
K-Cl 2,2 Iônica
Ligações Químicas
OBRIGADO
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