Química Inorgânica_ 2015 - aulas

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Prof. Ms. Leonardo H. de Oliveira
 QUÍMICA INORGÂNICA
UNIVERSIDADE DO OESTE DE SANTA CATARINA – UNOESC
Área de Ciências Exatas e Tecnológicas 
Curso de Engenharia Química
1
INTRODUÇÃO
 A química é o estudo de átomos e moléculas e suas transformações.
 Por que estudar Química na Engenharia Química?
 Ajuda a perceber com um cientista pensa a respeito do mundo e como resolver problemas;
 Relacionada à economia – A química e os produtos químicos que tornam nossa vida mais fácil (derivados do petróleo, ex);
 Fundamental para a compreensão de outras disciplinas: ciências dos materiais, biologia, geologia, física, medicina e engenharias; 
2
Estrutura atômica
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne]3s1 elétron de valência (propriedades químicas dos elementos). Distribuição eletrônica nos metais de transição, pq nem sempre é o esperado? Paramagnetismo. 
3
Distribuição eletrônica (energia)
Notação de caixas de orbitais e Regra de Hund
(O número de elétrons desemparelhados num nível 
Energético é máximo).
Estrutura atômica
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne]3s1 elétron de valência (propriedades químicas dos elementos). Distribuição eletrônica nos metais de transição, pq nem sempre é o esperado? Paramagnetismo. 
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Número quântico Energia do elétron n = 1, 2, 3 .....
Principal (n) (camada eletrônica)
 e tamanho do orbital
 Número quântico Subcamadas l = n - 1 
do momento angular possíveis (0,1,2,3)
 Número quântico Dentro de subcamada, ml = 2l + 1 
 magnético possibilidades de orbital ml = 0,±1, ±2, 							 (orientação)	 ±3... ± l 
 
Estrutura atômica
Qual a localização do elétron?
Exercício
1) Quando n = 2. os valores de l podem ser __ e __ .
2) Quando l = 1, os valores de ml podem ser ___, ___ e ___.
e a subcamada é identificada por ___.
3) Quando l = 2, a subcamada é uma subcamada ___.
4) Quando uma subcamada é s, o valor de l é ___.
5) Quando uma subcamada é p, na subcamada existem ___ orbitais.
6) Quando a subcamada é f, são ___ os valores de ml e ocorrem ___ orbitais na subcamada. 
Configuração eletrônica dos íons
Os átomos e íons com elétrons desemparelhados são paramagnéticos, ou seja, são atraído por um campo magnético. Quando emparelhados átomos ou íons não são atraídos por campos magnéticos e são chamados de diamagnéticos.
Exercício
Dê a configuração eletrônica do cobre, Cu, e dos seus íons +1 e +2. Estes íons são paramagnéticos?
Estrutura atômica
Entrar em mais detalhes paramagnetismo. Íons de metais de transição exemplo hemoglobina.
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Níveis eletrônicos 3d, 4d, 5d.
Propriedades intermediária entre o bloco s e p. “transição”
Colocação de elétrons – Ocupação do orbital d mais interno.
Introdução aos elementos de transição
Orbitais d parcialmente preenchidos!
Zn - d10
Propriedades diferentes!
Caráter metálico:
Metais, condutores, duros, brilho, resistentes e dúcteis.
Probabilidades de se encontrar o elétron (função total)
Estrutura atômica
Probabilidades de se encontrar o elétron (função total)
	Orbitais d
Exercício.
	Qual a distribuição (configuração eletrônica) dos Metais de transição (Fe, Co, Ni, Sc, V, Ti, Cr, Cu e V)?
Estrutura atômica
Estado de oxidação variável
M (Fe, Co, Ni) - configuração [Ar](3d1,3d2,3d3...3d6,3d7,3d8 )4s2
Exceto Cr e Cu – Estabilidade dos orbitais d. (3d5 e 3d10 ) 4s1
	Estados de oxidação da primeira série dos metais de transição
Introdução aos elementos de transição
Exercício 
Por quê o Paládio Pd (Z=46) se comporta como um elemento de transição? Por que ele é colocado na tabela periódica no mesmo grupo que o Níquel e não ao grupo do Zinco?
Introdução aos elementos de transição
Ni (Z=28) - [Ar] 3d8 4s2
Pd (Z=46) –[Kr] 4 d10
Pt (Z=78) - [Xe] 4 f14 5 d9 6 s1
No estado de oxidação mais comum Pd +2 d8
	 metal de transição					Subcamda d incompleta
Zn (Z =30) - [Ar] 3d10 4s2 			
Cd (Z=46) –[Kr] 4 d10 5s2 
Hg (Z=78) - [Xe] 4 f14 5 d10 6 s2 
 
Introdução aos elementos de transição
No estado de oxidação mais comum Cd +2 d10
Elementos da segunda e terceira série formam compostos (haletos: Cl, F, I; óxidos) estáveis com números de oxidação mais elevados;
Na primeira série: V2O5 , Sc2O3, Mn2O7; 
Na segunda série: RuF6, Nb2O5 , TcCl4
Na terceira série: PtF4, La2O3 , OsCl5
Introdução aos elementos de transição
Fe2O3 – hematita 
Tamanho dos átomos e íons
O que se espera? Maior o número atômico, mais camadas.
Ocupação orbitais d.
Maior atração entre a carga nuclear e os elétrons.
 Contração no tamanho (esquerda para direita)
Introdução aos elementos de transição
Os elétrons ocupam a subcamada d mais interna e não o nível mais externo!
Essa tendência é também observada para os raios iônicos!
0,1 -0,2 Å
Densidade (metais de transição)
Volumes atômicos baixos - Maior atração entre a carga nuclear e os elétrons contração no tamanho;
Densidades elevadas (Ósmio 22,57 g/cm3 e Irídio 22,61 g/cm3);
Pontos de Fusão e Ebulição
Normalmente acima de 1000°C. Alguns acima de 2000°C e outros 3000°C (W = 3410°C);
Exceções: Zn (420°C), Cd (321°C) e Hg (-38°C). 
Introdução aos elementos de transição
Os elétrons ocupam a subcamada d mais interna e não o nível mais externo!
Orbitais d completos que não participam das ligações metálicas!
Energia de ionização ( energia para arrancar um elétron de um átomo Metálico)
Intermediária entre os blocos s e p!
São menos eletropositivos que os metais dos Grupos 1 e 2!
Reatividade
Muitos dos metais de transição reagem com ácidos inorgânicos liberando H2 (eletropositividade);
Outro são inertes ou “nobres” (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt); 
Introdução aos elementos de transição
De onde vem as cores dos átomos?
Excitação eletrônica?
Emissão de radiação?
Metais quando aquecidos, metais em soluções (orbitais d e transições)
Radiações e cores
Bohr – hidrogênio 
 
 Niels Bohr átomos gasosos (H) emitem luz (emissão de 
	 absorvem energia raias 
Radiações e cores
Hoje em dia o espectro de emissão de raias é utilizado na metalurgia (análise química) para identificar metais e também quantificar.
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Série Rydberg – Balmer (1885) do hidrogênio
 
Determine o comprimento de onda na transição n = 2 para : n = 3,4,5 - λ = ? Usando a equação de Balmer
Radiações e cores
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Niels Bohr evidências átomos monoeletrônicos
 experimentais (H, He+), modelo 											 planetário incorreto. 										 Átomo mec. (ondulatória)
n =1 para n=2
n =2 para n = 3
n =3 para n = 4
Radiações e cores
Niels Bohr elétron em energia quantizada órbitas 			 movimento				 				 circulares?
					
Posição do elétron no átomo (átomo de hidrogênio)
Menor o mais negativa fica eletron no estado 
Valor de n a energia átomo de H fundamental
 Estado excitado 
 
Radiações e cores
Equação de bohr resultou do entendimento que o elétron estava em movimento e com energia quantizada. N = número quântico principal.
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Qual a energia necessária para levar o elétron do átomo de H do estado fundamental para o excitado?
n = 1,2 ?
Radiações e cores
J/átomo – J/mol = Avogrado 6,02x1023 átomos/mol. só vai ocorrer a transição se receber esta energia. Processo de absorção endotérmico e o de emissão exotérmico.
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James Clerk Mawel Radiações Eletromagnéticas
Max Planck Metais aquecidos Equação de Planck
 emitiam radiações “Quantização”
Albert Einstein Radiação em metal Arrancar elétrons 
 (luz, fótons) Efeito fotoelétrico
Radiações e cores
Como os elétrons estão arranjados, qual a localização dos elétrons? UV – causa queimaduras. Raios-x e gama – desintegração radioativa. Átomos aquecidos emitiam radiação em um determinado comprimento de onda máximo – quantização. Radiação incidindo em metais percebia-se que essa radiação numa determinada energia é que arrancava elétrons que saiam do cátodo para o ânodo produzindo corrente elétrica e funcionando como um interruptor.
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Cores
Também tem origem nas camadas d incompletas
Um íon gasoso tem seus orbitais com energias iguais
Situação real, esse íon sofre influências de quem está junto (solvatado, ligantes)
Promoção de elétrons (transição d-d) (orbitais d completos ou completamente vazios resultam em compostos brancos (ZnSO4).
Introdução aos elementos de transição
Radiações e cores
Frequência – onda completa passa em um determinado ponto fixo.
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Cores
Também tem origem nas camadas d incompletas
Um íon gasoso tem seus orbitais com energias iguais
Situação real, esse íon sofre influências de quem está junto (solvatado, ligantes)
Promoção de elétrons (transição d-d) (orbitais d completos ou completamente vazios resultam em compostos brancos (ZnSO4).
Introdução aos elementos de transição
Os orbitais d sofrem influências de quem está ao seu redor.
Diferentes cores 
Radiações e cores
Átomos no excitado empacotados
Elétrons mantém os íons unidos
Condutividade elétrica e térmica (mobilidade dos elétrons)
Átomos colocados como se fossem esferas 
Número de vizinhos – número de coordenação
Ligações metálicas
Encaixe das camadas
Número de coordenação: 12
Ligações metálicas
Encaixe das camadas
Número de coordenação: 8
Ligações metálicas
Propriedades físicas dos metais:
Condutores de eletricidade e calor;
Brilho metálico (elétrons livres absorvem energia) 
Maior absorção de determinadas cores
Ligações metálicas
Maleabilidade e ductibilidade
Força de coesão – intensa e mantém os átomos unidos
								Calor de atomização (ΔH0)
						 
								Li-Li (cristal) Li (gás)
							 Li e Na (Grupo 1) – Li distância 								 internuclear menor, maior ΔH0
							 Li e Be (Grupo 1 x Grupo 2) – Força de 						 coesão também depende do número de 						 elétrons de valência!
ΔH
Ligações metálicas
Metais de transição - Força de coesão (mantém os átomos unidos - Calor de atomização)
Sc, Ti, V Aumenta com o (grupo 3) 		 número de e 						 desemparelhados
					 Elétrons utilizados 					 em ligações metálicas 
Ligações metálicas
Metais de transição - Força de coesão (mantém os átomos unidos - Calor de atomização)
 Zn Na série, os 									elétrons 								emparelhados 		 		 
					 Diminuição da energia 						de coesão 
Ligações metálicas
Metais de transição - Força de coesão (mantém os átomos unidos - Calor de atomização)
	Podem chegar até a ordem da Energia 		que mantém cristais iônicos 		 		 
			São maiores que a forças de Van 			der Waals no estado sólido
Ligações metálicas
Metais de transição - Força de coesão (mantém os átomos unidos - Calor de atomização)
Regra 1: A energia de ligação depende do número de elétrons desemparelhados disponíveis;
Regra 2: A estrutura cristalina depende do número de orbitais s e p existentes no átomo;
				
Ligações metálicas
Regra 1: A energia de ligação depende do número de elétrons desemparelhados disponíveis;
Metais do Grupo 1 - configuração: ns1 : possui 1 elétron p/ ligações 
		 Grupo 2 - ns2 				 ns1 np1 : possui 2 elétrons p/ ligações
		
		Grupo 13 ?
 		Elétrons desemparelhados que são utilizados para formar ligações metálicas!
				
excit.
	 ns2 np1 ns1 np2 : possui 3 elétrons p/ ligações
excit.
Ligações metálicas
Regra 2: A estrutura cristalina depende do número de orbitais s e p existentes no átomo;
						Os átomos íons
														Grupo 1 : ns1 
														Grupo 2 : ns1 np1
G													 Grupo 13 : ns1 np2 
														Ca e Sr, Exceções:
															s d
excit.
Ligações metálicas
Cálculo dos comprimentos de onda das linhas do espectro
1/ = RH (1/n12 - 1/n22) onde RH = 1,097 x 107 m-1
n2 > n1
E = h.c/ E= h
frequência – número de ciclos por segundo
Comprimento de onda – pico a pico ou vale a vale
h- Constante de Planck – 6,6261 x 10-34 J.s
c- Velocidade da luz – 3,00 x 108m/s
 c/
Exemplo:
Qual a frequência da luz amarela ( = 625 nm)
3,00 x 108m/s = 4,80 x 1014 s-1 (Hz)
 	625nm x 10-9 m 
				1 nm
E = h.c/ E= h
frequência – número de ciclos por segundo
Comprimento de onda – pico a pico ou vale a vale
h- Constante de Planck – 6,6261 x 10-34 J.s
c- Velocidade da luz – 3,00 x 108m/s