AULA_3_QAM100_FUNDAMENTOS_ESTRUTURA_ATOMICA_LIGACAO_QUIMICA

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QAM100
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O MODELO DO ÁTOMO: LINHA DO TEMPO
1
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TEORIA ATÔMICA DE DEMÓCRITO
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 No século V a.C., o filósofo grego Demócrito expressou a crença que toda a matéria consistia de partículas.
 Estas partículas, muito pequenas e indivisíveis foram chamadas de átomos, que significa indivisível.
 Um átomo não poderia ser composto de partes menores.
 Na época, os gregos não podiam imaginar algo tão sutil como a estrutura de um átomo.
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A HIPÓTESE ATÔMICA DE DALTON (1807)
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos.
Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes.
Um composto tem uma combinação específica de átomos de mais de um elemento.
Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias.
3
John Dalton
(1776-1844)
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EXPERIMENTO DE J. J. THOMSON (1897)
4
J. J. Thomson (1856-1940), com o equipamento que usou para descobrir o elétron.
Tubo de raios catódicos: aparelho usado por J. J. Thomson para investigar as propriedades dos elétrons.
 Tela 
 Feixe de
elétrons
 Imã 
Fonte de
elétrons
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Tubo de raios catódicos
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N (-)
S(+)
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Permitiu a determinação da carga do elétron= – 1,602 x 10-19 C
Robert Andrew Millikan
(1868-1953)
6
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Cargas positivas do átomo estão no núcleo.
Próton tem carga oposta (+) a do elétron (-).
A massa do próton é 1840 x a massa do elétron (1,67 x 10-24 g).
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Partículas 
Enerst Rutherford
(1871-1937)
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nêutron possui carga 0
massa do nêutron ~ massa do próton = 1,67 x 10-24 g
Átomos de H = 1p; átomos de He - 2p
 Massa He / massa H deveria ser = 2
 Na realidade massa He / massa H = 4
Provou a existência do nêutron: 
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James Chadwick
(1891-1974)
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massa p = massa n = 1840 x massa e-
O Modelo Atual do Átomo
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Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo.
Número de massa (A) = número de prótons + número de nêutrons.
 = número atômico (Z) + número de nêutrons.
Isótopos = átomos que têm o mesmo número atômico, mas números de massa diferentes.
X
A
Z
Número de massa 
Número atômico
Símbolo do elemento
NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E ISÓTOPOS
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Isótopos do Hidrogênio
H2O líquida: d = 0,998 g / mL
H2O sólida: d = 0,917 g / mL
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Ferro no planeta Terra:
principal componente do núcleo da terra (Fe).
4º elemento mais abundante na crosta terrestre.
Fe
56
26
 5,9% 91,7% 2,1% 0,3%
Tabela Periódica – Fe: 55,845(2) u. 
Isótopos do Ferro
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Água Natural: H2 16O HD 16O D2 16O
 H2 18O HD 18O D2 18O
 H2 17O HD 17O D2 17O
Em um total de 1,0 x 1012 moléculas de água:
9,97 x 1011 são de H216O e 2,4 x 104 são de D216O.
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Espectrômetro de massa 
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Como Determinar a Massa dos Átomos?
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Espectrômetro de massa
filamento
placas aceleradoras
(campo eletrostático) 
irradiação
 de elétrons
irradiação de íons
 detector 
amostra
gasosa
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Neônio (Ne) 
gás nobre
fonte natural: ar atmosférico
Espectro de massa de uma amostra natural de gás neônio
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1. Calcule a massa atômica média Ne.
O valor da massa atômica de um elemento que apresenta isótopos deve ser calculado com base na seguinte expressão:
Massa Atômica Média: média ponderada das massas de todos os isótopos, levando em conta a abundância de cada um deles.
EXERCÍCIOS
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A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
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11 prótons
10 elétrons
 Um ânion é um íon com carga negativa em virtude de um aumento no número de elétrons.
17 prótons
18 elétrons
ÍONS
 Um íon é um átomo, ou um grupo de átomos, que tem uma carga positiva ou negativa.
A perda de uma ou mais elétrons origina um cátion.
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ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
A estrutura dos átomos pode ser entendida por meio da teoria conhecida como mecânica quântica.
Para investigar a estrutura interna de objetos do tamanho dos átomos é preciso observá-los indiretamente, por meio das propriedades da radiação eletromagnética que eles emitem (espectroscopia). 
1. Características da Radiação Eletromagnética:
A radiação eletromagnética é o produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes que atravessam o vácuo a 3,00x108 ms-1.
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O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO
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O Espectro Eletromagnético
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2. Radiação, Quanta e Fótons:
Quando um objeto é aquecido, ele brilha com maior intensidade – o fenômeno da incandescência – e a cor da luz emitida passa sucessivamente do vermelho para o laranja e ao amarelo, até chegar ao branco
O “objeto aquecido” é conhecido como corpo negro.
Física clássica não explica este tipo de radiação.
 Max Planck (quanta):
 E = h 
 h = 6,626 x 10 -34 J.s
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Intensidade da radiação emitida por um corpo negro aquecido em função do comprimento de onda.
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O efeito fotoelétrico, a ejeção de elétrons de um metal quando sua superfície e exposta à uma radiação ultravioleta:
Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado valor, característico do metal.
Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação.
A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência da radiação incidente.
Fonte de
radiação ultravioleta
Elétrons 
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Quando um metal é iluminado com radiação ultravioleta, ejeta elétrons se a freqüência está acima de uma frequência-limite característica do metal.
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Einstein encontrou a explicação para estas observações:
A radiação eletromagnética é feita de partículas que foram chamadas de fótons (E = h )
½me2 = h - 
Energia cinética do
elétron ejetado
Energia fornecida
pelo fóton
Energia necessária
Para ejetar o elétron 
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Podemos interpretar os resultados experimentais do efeito fotoelétrico à luz a teoria de Einstein:
Um elétron só pode ser expelido do metal se receber uma quantidade mínima de energia, , do fóton durante a colisão.
 Se o fóton tem energia suficiente, a cada colisão observa-se a ejeção imediata de um elétron.
 A energia cinética do elétron ejetado do metal aumenta linearmente com a freqüência de radiação incidente.
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(a) Interferência construtiva (b) interferência destrutiva.
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Em 1925, o cientista francês Louis de Broglie sugeriu que todas as partículas deveriam se entendidas como tendo propriedades de ondas.
Estime o comprimento de onda de (a) um próton que se move a 1/100 da velocidade da luz, (b) uma bola de gude de massa 5,00g que viaja a 1,00 ms-1 (massa do próton = 1,673x10-27 kg, velocidade da luz = 2,998x108 ms-1, constante de Planck = 6,626x10-34 Js)
3. Dualidade Onda-Partícula da Matéria:
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4. Princípio da Incerteza:
Não é possível especificar a localização precisa de uma partícula se ela se comporta como uma onda.
Essa dificuldade não pode ser resolvida.
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5. Funções de Onda e Níveis de Energia:
A abordagem de Schröndiger foi substituir a trajetória precisa da partícula por uma função de onda, .
Erwin Schröndiger
(1887 – 1961)
Max Born propôs uma interpretação física para a função de onda. Para Born a probabilidade de encontrar uma partícula em uma região é proporcional ao valor de 2.
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NÚMEROS QUÂNTICOS
Os números quânticos são necessários para descrever a distribuição dos elétrons no átomo de hidrogênio e em outros átomos.
Os números quânticos derivam da solução matemática da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio:
 Número quântico principal.
 Número quântico de momento angular.
 Número quântico momento magnético.
 Número quântico spin.
OBS: Esses números têm origem na solução matemática da equação de Schrödinger.
“endereço 
do elétron no átomo”
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O valor n determina a energia de um orbital.
O número quântico principal também está relacionado com a distância média entre o elétron, em um determinado orbital,
e o núcleo (tamanho do orbital).
Número Quântico Principal (n):
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 Esta relacionado com a forma do orbital.
Os valores de ℓ dependem do valor do número quântico principal, n.
 ℓ pode assumir valores inteiros entre 0 e (n-1).
 Indica o subnível de energia (subcamada) no qual o elétron está localizado.
Número Quântico Momento Angular (ℓ):
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ℓ = 0 (orbitais s)
ℓ = 1 (orbitais p)
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ℓ = 2 (orbitais d)
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ℓ = 3 (orbitais f)
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 O número quântico magnético (mℓ) descreve a orientação do orbital no espaço.
 Dentro de uma subcamada o valor de mℓ depende do valor do número quântico de momento angular, ℓ. Para um certo valor de ℓ, há (2ℓ +1) valores inteiros de mℓ:
Número Quântico Magnético (mℓ):
- ℓ, (-ℓ + 1), ...0, ...(+ℓ - 1), +ℓ
Por exemplo:
 se ℓ = 2, há [(2 x 2) + 1], ou seja, 5 valores de mℓ:
-2, -1, 0, 1, 2
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mℓ = -1
mℓ = 0
mℓ = 1
mℓ = -2
mℓ = -1
mℓ = 0
mℓ = 1
mℓ = 2
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Relação entre Números Quânticos e Orbitais Atômicos 
n ℓ mℓ Número dos orbitais Tipo dos Orbitais 
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Número Quântico de Spin Eletrônico (ms):
 O Número quântico de spin magnético ms surge em decorrência do fato de elétron comportar-se como se estivesse girando em torno do seu próprio eixo.
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 Descreve o arranjo dos elétrons em um átomo.
 O arranjo do estado fundamental é aquele que apresenta menor energia possível.
 O arranjo de menor energia é o mais estável.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
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Cada pequena linha horizontal representa um orbital.
 A energia de um elétron em um átomo de hidrogênio depende somente do número quântico principal.
Níveis energéticos dos orbitais em um átomo de hidrogênio
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Energia
O nível de energia depende tanto do valor de n quanto de ℓ.
Níveis energéticos dos orbitais em um átomo polieletrônico
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Preencher os elétrons nos orbitais com menor energia
H 1 elétron
H 1s1
He 2 elétrons
He 1s2
Li 3 elétrons
Li 1s22s1
Be 4 elétrons
Be 1s22s2
B 5 elétrons
B 1s22s22p1
C 6 elétrons
Energia
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C 6 elétrons
C 1s22s22p2
N 7 elétrons
N 1s22s22p3
O 8 elétrons
O 1s22s22p4
F 9 elétrons
F 1s22s22p5
Ne 10 elétrons
Ne 1s22s22p6
Energia
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Ordem de preenchimento das subcamadas atômicas em um átomo polieletrônico.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
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1 s 1
Exemplo: Configuração eletrônica do hidrogênio.
Notação Espectroscópica
Diagrama do Orbital
1s
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H (Z=1) 1s1			
He(2) 1s2
Li(3)	1s2 2s1 		
Be(4)	1s2 2s2
B (5)	1s2 2s2 2px1
C (6)	1s2 2s2 2px1 2py1
N (7)	 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (8)	1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (9)	1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
Ne(10) 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
 1s 2s 2px 2py 2pz
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H: 1s1 He: 1s2
Li: [He] 2s1 		Be: [He] 2s2
B: [He] 2s2 2p1 	 Ne: [He] 2s2 2p6 
Na: [He] 2s2 2p6 3s1  [Ne] 3s1
Mg: [He] 2s2 2p6 3s2  [Ne] 3s2
Al: [Ne] 3s2 3p1	 Si: [Ne] 3s2 3p2
P: [Ne] 3s2 3p3	 S: [Ne] 3s2 3p4
Cl: [Ne] 3s2 3p5 	 Ar: [Ne] 3s2 3p6
Camada de valência: última camada, ou seja, 
a de maior energia, preenchida por elétrons
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Configurações Eletrônicas dos Cátions e dos Ânions 
[He] 1s2
[Ne] 1s22s22p6
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Na+: [Ne]
Al3+: [Ne]
F-: 1s22s22p6 ou [Ne]
O2-: 1s22s22p6 ou [Ne]
N3-: 1s22s22p6 ou [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2-, N3-, Ne são todos isoeletrônicos.
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A TABELA PERIÓDICA
Período em que os elementos foram descobertos:
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Em 1864, o químico inglês John Newlands observou que colocando-se os elementos em ordem das massas atômicas, cada um deles tinha propriedades semelhantes com o oitavo elemento seguinte – Lei das Oitavas.
Em 1869, o russo Dimitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, descobriram a lei periódica. Propriedades como volume molar, ponto de ebulição e dureza, como uma função da massa atômica.
Em suas tabelas Meyer e Mendeleev listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica. (na época as massas atômicas eram conhecidas, mas os números atômicos não).
DESENVOLVIMENTO DA TABELA PERIÓDICA
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Lothar Meyer
1830-1895
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A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica nas suas propriedades.
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A TABELA PERIÓDICA ATUAL
É o arranjo dos elementos em ordem crescente de número atômico.
 
Reflete tendências nas propriedades dos elementos.
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CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
Elementos
Representativos
Zinco
Cádmio
Mercúrio
Metais de 
Transição
Gases
Nobres
Lantanídeos
Actinídeos
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Classificação dos grupos de elementos na tabela periódica, de acordo com o tipo de subcamada preenchida de elétrons.
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COMO SERIA A TABELA PERIÓDICA SE OS LANTANÍDEOS E ACTINÍDEOS FOSSEM INSERIDOS?
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CÁTIONS E ÂNIONS DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Perdem ou ganham elétrons 
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1 – Carga Nuclear Efetiva
2 - Raio Atômico
3 – Raio Iônico
4 – Energia de Ionização
5 – Afinidade Eletrônica
VARIAÇÃO PERIÓDICA DAS PROPRIEDADES FÍSICAS 
Tendências ao longo dos grupos e dos períodos
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1 – CARGA NUCLEAR EFETIVA
Carga Nuclear Efetiva (Zef) é a carga sentida por um elétron
Zef = Z - s
0 < s < Z
Z = Número atômico do elemento
s = constante de blindagem
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Efeito de blindagem: elétrons mais internos blindam elétrons mais externos da atração pelo núcleo
CARGA NUCLEAR EFETIVA:
Zef = Z - S
constante 
de blindagem
Etotal = Eatração + E repulsão e-e
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Aumento da Zef
Aumento da Zef
Tendência da carga nuclear efetiva na Tabela Periódica:
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2 – RAIO ATÔMICO
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Considere uma molécula diatômica simples.
A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação.
Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.
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Os raios atômicos dos elementos do grupo principal
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Variação periódica dos raios atômicos
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3 – RAIO IÔNICO
 Os raios dos cátions são menores do que os raios dos seus respectivos átomos.
 Os raios dos ânions são maiores do que os raios dos seus respectivos átomos.
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Raios iônicos dos íons dos elementos do grupo principal
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Espécies Isoeletrônicas: 
apresentam o mesmo número de elétrons 
Aumento do raio
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COMPARAÇÃO: RAIO ATÔMICO X RAIO IÔNICO 
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É a energia necessária para remover 
1 elétron de um átomo no estado gasoso:
 A (g)  A + (g) + e-
EI1 primeira energia de ionização
EI2 segunda energia de ionização
EI3 terceira energia de ionização
EI1 < EI2 < EI3
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Primeiras energias de ionização dos elementos 
do grupo principal
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camada n=2 preenchida
camada n=3 preenchida
camada n=4 preenchida
camada n=5 preenchida
camada n=1 preenchida
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Variações nas energias de 
ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.
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∆H = -328 kJ/mol
∆H = -141 kJ/mol
Elementos com alta afinidade eletrônica:
Processos exotérmicos
5 - AFINIDADE ELETRÔNICA 
É a energia envolvida no processo de adição de 1 elétron a um átomo no estado gasoso:
 A (g) + e-  A-(g)
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QUÍMICA EM AÇÃO
MICROSCÓPIO ELETRÔNICO DE TRANSMISSÃO
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Enxergando longe ...
Cristal de MgB2
Nanofio de Ga
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INTRODUÇÃO A LIGAÇÃO QUÍMICA
 Uma ligação química é formada entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a energia total dos átomos separados.
 Ligação iônica: transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o outro.
 Ligação covalente: compartilhamento de elétrons.
 Ligação metálica: cátions em grande número são mantidos juntos por um número grande de elétrons.
As mudanças de energia que respondem pela formação de ligações
ocorrem quando os elétrons de valência dos átomos mudam de posição.
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LIGAÇÃO IÔNICA
Na(g)  Na+(g) + e- energia de ionização = 494 kJ.mol-1
Cl(g) + e-  Cl-(g) afinidade eletrônica = 349 kJ.mol-1
(145 – 787) kJ.mol-1 = - 642 kJ.mol-1
A contribuição que falta é a atração coulômbica (eletrostática):
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) energia liberada = 787 kJ.mol-1
Assim, a mudança de energia líquida no processo global:
Na(g) + Cl(g)  NaCl(s)
Balanço da Mudança de Energia:
energia requerida – energia liberada
(494 – 349) kJ.mol-1 = +145 kJ.mol-1
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Energia considerável é necessária para produzir cátions e ânions a partir de átomos neutros.
Representação esquemática de um sólido iônico. Empilhamento em estruturas cristalinas regulares.
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SIMBOLOS DE LEWIS
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946) 
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1s22s1
1s22s22p5
1s2
1s22s22p6
[He]
[Ne]
O elemento mais eletronegativo transfere seu elétron(s) para o elemento menos eletronegativo:
Transferência de elétrons
90
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Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.
A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:
k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.
Energias Envolvidas na Formação de 
Uma Ligação Iônica
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LIGAÇÃO COVALENTE
Segundo Lewis, uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhados por dois átomos.
Natureza da Ligação Covalente:
Os elementos não-metálicos existem como moléculas.
 Os elementos próximos da fronteira entre os metais e os não-metais podem formar sólidos com uma rede extensa de átomos. 
 Os elementos não-metálicos compartilham elétrons para formar ligações covalentes entre si.
91
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ESTRUTURAS DE LEWIS
Como dois átomos poderiam compartilhar elétrons?
Estrutura de Lewis do F2
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+
+
Estrutura de Lewis da água
Ligação Dupla – dois átomos compartilham dois pares de elétrons.
Ligação Tripla – dois átomos compartilham três pares de elétrons.
ou
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Escrever o esqueleto estrutural do composto utilizando os símbolos químicos e colocando os átomos ligados entre si perto uns dos outros. Em geral, o átomo menos eletronegativo ocupa a posição central. O H e o F ocupam normalmente as posições terminais. 
2. Contar o número total de e- de valência. Para ânions poliatômicos, adicionar o número total de cargas negativas. (p. ex, para o CO32– adicionamos dois elétrons, pois a carga 2– indica que existem dois elétrons a mais). Para cátions poliatômicos, subtraímos o número de cargas positivas desse total (para NH4+ subtraímos um elétron porque a carga +1 indica a perda de um elétron).
3. Colocar 1 ligação covalente simples entre o átomo central e cada um dos átomos a seu redor. 
 
4. Completar os “octetos” dos átomos ligados ao átomo central. Os elétrons que pertencem ao átomo central ou aos átomos vizinhos devem ser representados por pares isolados quando não se encontram envolvidos na ligação. 
5. Após completar os passos 1 a 3, se o átomo central tiver menos que oito elétrons, tentar adicionar ligações duplas e triplas entre o átomo central e os átomos vizinhos, utilizando os pares isolados desses últimos átomos.
ESCREVENDO A ESTRUTURA DE LEWIS
94
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Escreva a estrutura de Lewis do NF3
Etapa 1 – N é menos eletronegativo que F, coloque N no centro
Etapa 2 – Conte os elétrons de valência N - 5 (2s22p3) e F - 7 (2s22p5) 
5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência
Etapa 3 – Desenhe ligações simples entre os átomos de N e F 
 e complete o octeto para os átomos de N e F. 
Etapa 4 – Cheque se o número de e- na estrutura é igual ao 
 número de e- de valência.
3 ligações simples (3x2e-) + 10 pares isolados (10x2e-) = 26 e- de valência
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Escreva a estrutura de Lewis do íon carbonato (CO32-).
Etapa 1 – C é menos eletronegativo que o O, coloque o C no centro.
Etapa 2 – Conte os elétrons de valência C - 4 (2s22p2) e O - 6 (2s22p4)
 e 2 cargas negativas – 2e- 
4 + (3 x 6) + 2 = 24 elétrons de valência
Etapa 3 – Desenhe as ligações simples entre os átomos de C e O e
 complete o octeto para os átomos de C e O.
Etapa 4 – Cheque se o número de elétrons na estrutura é igual o número
 de valência:
3 ligações simples (3x2e-) + 10 pares isolados (10x2e-) = 26 e- valência
Etapa 5 – Há muitos elétrons, forme ligações duplas e cheque novamente
 o número de e-
96
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Duas possíveis estruturas para o formaldeído (CH2O)
A carga formal de um átomo é a diferença entre o número de elétrons de valência em um átomo isolado e o número de elétrons atribuído para aquele átomo na estrutura de Lewis. 
A soma da carga formal dos átomos em uma molécula (ou íon) deve ser igual a carga da molécula (ou íon).
97
*
*
*
Carga formal do C
= 4 -
2 - 
½ x 6 = -1
Carga formal do O
= 6 -
2 - 
½ x 6 = +1
-1
+1
98
*
*
*
Carga formal do C
= 4 -
0 - 
½ x 8 = 0
Carga formal do O
= 6 -
4 - 
½ x 4 = 0
0
0
99
*
*
*
Para moléculas neutras, a estrutura de Lewis preferida é aquela na qual não há carga formal sobre os átomos.
Estruturas de Lewis com pequenas cargas formais são mais plausíveis que aquelas com altos valores de carga formal sobre os átomos.
Dentre as estruturas de Lewis com distribuições similares de cargas formais sobre os átomos, a estrutura mais plausível é aquela na qual a carga formal negativa está sobre o átomo mais eletronegativo.
CARGA FORMAL E ESTRUTURA DE LEWIS
100
*
*
*
Uma estrutura de ressonância é uma estrutura, dentre duas ou mais, de uma molécula ou íon cuja estrutura não pode ser representada com exatidão por apenas uma única estrutura de Lewis.
ESTRUTURA DE RESSONÂNCIA
Ozônio: O3
101
*
*
*
Benzeno: C6H6
Haveria dois comprimentos entre os átomos de carbonos adjacentes:
C-C : 154 pm
C=C: 133 pm
Na realidade a distância entre todos os carbonos adjacentes do benzeno é: 140 pm
102
*
*
*
1 - O octeto incompleto
 Exemplo: Hidreto de berílio
BF3
B: 1s2 2s2 2p1
F: 1s2 2s2 2p5
Exceções a Regra do Octeto
Exemplo: Trifluoreto de boro
Não há como satisfazer à regra do octeto
Os elementos do Grupo 3, particularmente o boro e o alumínio, tendem a formar compostos que apresentam menos de 8 e-
103
*
*
*
Comprimento da Ligação B-F no BF3 = 130,9 pm
+
-
+
-
Em uma ligação simples = 137,3 pm
F
B
F
F
+
-
104
*
*
*
2 - O octeto expandido: átomos do terceiro período ou dos períodos seguintes.
(átomo central com número quântico principal n > 2)
SF6
Exemplo: Hexafluoreto de enxofre
S: [Ne] 3s2 3p4
F: [He] 2s2 2p5
105
*
*
*
3 - Moléculas com número ímpar de elétrons
NO
NO2
NO
.
..
..
.
Exemplo: NO e NO2
106
*
*
*
GEOMETRIA MOLECULAR E
TEORIAS DE LIGAÇÃO
Geometria Molecular:
 é o arranjo tridimensional dos átomos em uma molécula (ou íon poliatômico)
Densidade
Ponto de fusão
Reatividade química
Ponto de ebulição
Solubilidade
Ácido fumárico (isômero trans)
Ácido malêico (isômero cis)
AFETA
107
*
*
*
“Valence Shell Electron Pair Repulsion”
Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência
Modelo desenvolvido na década de 1950
Ronald J. Gillespie e Ronald Nyholm
MODELO VSEPR
108
*
*
*
Modelo de Repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência (Valence Shell Electron Pair Repulsion - VSEPR).
Método para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula.
Arranjo depende do número de pares de elétrons (ligantes e não-ligantes) ao redor de um átomo central:
As
Cl
Cl
Cl
Determinação do número estérico do átomo central:
Número total de pares eletrônicos (solitários e compartilhados) ao redor do átomo.
109
*
*
*
No modelo VSEPR:
Regiões de alta concentração de elétrons ocupam posições que as afastam o máximo possível.
Todas as ligações se repelem da mesma maneira, independentemente de serem simples,
duplas ou triplas.
A ligação em torno de um átomo central não depende do número de “átomos centrais” da molécula.
Os pares de elétrons isolados contribuem para a forma da molécula, embora eles não sejam incluídos na descrição da forma molecular.
Os pares de elétrons isolados exercem uma repulsão maior do que os pares de elétrons de ligação e tendem a comprimir os ângulos de ligação.
110
*
*
*
MODELO VSEPR – “Valence Shell Electron Pair Repulsion”
Repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência
Arranjo depende do número de pares de elétrons (ligantes e não-ligantes) ao redor de um átomo central:
 2 3 4 5 6 
111
*
*
*
AB2
2
0
Classe
# de átomos
ligados ao átomo central
# pares
isolados no átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria 
molecular
linear
linear
112
*
*
*
AB2
2
0
Classe
# de átomos
ligados ao átomo central
# pares
isolados no átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria 
Molecular
linear
linear
113
*
*
*
114
*
*
*
AB4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
AB2
2
0
Classe
# de átomos
ligados ao átomo central
# pares
isolados no átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria 
Molecular
linear
linear
AB3
3
0
triangular planar
triangular
planar
115
*
*
*
AB4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
AB2
2
0
Classe
# de átomos
ligados ao átomo central
# pares
isolados no átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria 
Molecular
linear
linear
AB3
3
0
triangular planar
triangular
planar
AB5
5
0
bipirâmide trigonal
bipirâmide trigonal
116
*
*
*
E se há par de elétrons isolados (não-ligantes)?
117
*
*
*
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
AB3
3
0
trigonal planar
trigonal planar
118
*
*
*
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
AB4
4
0
tetraédrico
tetraédrica
119
*
*
*
AB5
5
0
bipirâmide
trigonal
bipirâmide trigonal
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
120
*
*
*
AB5
5
0
bipirâmide
trigonal
bipirâmide trigonal
AB4E
4
1
bipirâmide trigonal
gangorra
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
121
*
*
*
AB3E2
3
2
bipirâmide trigonal
forma de T
AB5
5
0
bipirâmide
trigonal
bipirâmide trigonal
AB4E
4
1
bipirâmide trigonal
gangorra
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
122
*
*
*
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
123
*
*
*
AB5E
5
1
octaédrico
pirâmide de base quadrada
Classe
# de átomos
Ligados ao átomo central
# pares
isolados sobre átomo central
Arranjo dos pares de elétrons
Geometria
Molecular
124
*
*
*
125
*
*
*
126
*
*
*
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Descrição mecânico-quântica da ligação química
1927: W. Heitler e F. London propuseram um tratamento mecânico-quântico para a molécula de H2
Posteriormente, o método foi extensivamente desenvolvido por pesquisadores como L. Pauling. (“The Nature of the Chemical Bond”, 1960) e J. C. Slater.
Prêmio Nobel de Química em 1954 e Prêmio Nobel da Paz em 1962.
Linus Pauling 
(1901-1994)
127
*
*
*
Compartilhamento de dois elétrons entre dois átomos:
128
*
*
*
Variação da Energia Potencial de Dois Átomos de H
129
*
*
*
Alterações na densidade eletrônica quando dois átomos de hidrogênio se aproximam.
Orbitais 1s começam a interagir.
Densidade eletrônica começa a aumentar entre os dois núcleos.
Molécula H2 estável se forma quando distância entre os dois núcleos é de 74 pm.
130
*
*
*
131
*
*
*
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Se as ligações são formadas pela sobreposição de 3 orbitais 2p do nitrogênio e um orbital 1s de cada átomo de hidrogênio, qual seria a geometria do NH3?
Se usarmos os 3 orbitais 2p, os ângulos de ligação seriam de 90o
O ângulo real da ligação H-N-H é 107,3o
1s
2s
2p
132
*
*
*
Hibridização: consiste na combinação de dois ou mais orbitais atômicos de modo a formar um novo conjunto de orbitais híbridos.
133
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS ATÔMICOS
*
*
*
Os orbitais híbridos possuem uma forma muito diferente da dos orbitais atômicos originais;
O número de orbitais híbridos é igual ao número de orbitais atômicos puros usados no processo de hibridização; 
As ligações covalentes são formadas por:
Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais atômicos.
Sobreposição de orbitais híbridos com outros orbitais híbridos.
Hibridização 
134
*
*
*
Formation of sp Hybrid Orbitals
Formação de Orbitais Híbridos sp
2s 2p
135
A molécula de BCl2:
Cada uma das ligações BeCl é formada pelo recobrimento de um orbital híbrido sp do Be com um orbital 3p do Cl
*
*
*
Formation of sp2 Hybrid Orbitals
Formação de Orbitais Híbridos sp2
hibridização
136
Formação de orbitais híbridos sp2
*
*
*
Formation of sp2 Hybrid Orbitals
Formação de Orbitais Híbridos sp2
137
A molécula de BF3:
Cada uma das ligações BF é formada pelo recobrimento de um orbital híbrido sp2 do B com um orbital 2p do F
*
*
*
Formação dos Orbitais Híbridos sp3
hibridização
138
*
*
*
139
Orbital hibridizado sp3 do átomo de nitrogênio da amônia
Três dos quatro orbitais híbridos sp3 formam ligações com o orbital 1s do hidrogênio, o quarto orbital híbrido acomoda o par de elétrons.
*
*
*
140
*
*
*
Formação de Orbitais Híbridos sp3d2
Molécula SF6 : geometria octaédrica
141
*
*
*
# de pares isolados
+
# de átomos ligados
Hibridização
Exemplos
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
Conte o número de pares de elétrons isolados E o número
 de átomos ligados ao átomo central.
142
*
*
*
143
*
*
*
144
*
*
*
Ligação no Etileno – C2H4
145
Cada átomo de carbono apresenta hibridização sp que formam ligação sigma com o orbital 1s do hidrogênio.
As ligações pi são formadas pelo recobrimento lateral dos dois orbitais 2py e 2pz não hibridizados.
*
*
*
LIGAÇÕES NO ETILENO 
-
+
Energia ligação s C-C ~ 350 kJ/mol
Energia ligação p C-C ~ 270 kJ/mol
146
*
*
*
Ligações Sigma (s) e Pi (p)
Ligação Simples
1 ligação sigma
Ligação Dupla
1 ligação sigma e 1 ligação pi
Ligação Tripla
1 ligação sigma e 2 ligações pi
ligações s = 6
 + 1 = 7
ligações p = 1
147
*
*
*
Alguns aspectos da ligação não são explicados pelas estruturas de Lewis, pela teoria da VSEPR e pela hibridização. (Por exemplo, por que o O2 interage com um campo magnético?; por que algumas moléculas são coloridas?)
Para estas moléculas, usamos a teoria do orbital molecular (OM).
Do mesmo modo que nos átomos, os elétrons são encontrados em orbitais atômicos, nas moléculas, os elétrons são encontrados nos orbitais moleculares.
ORBITAIS MOLECULARES
148
*
*
*
Segundo a Teoria da Ligação de Valência, não há elétrons desemparelhados na molécula de oxigênio
O2 deveria ser diamagnético!
Experimentos mostram que O2 é paramagnético
149
*
*
*
Orbitais moleculares:
cada um contém um máximo de dois elétrons;
têm energias definidas;
podem ser visualizados com diagramas de contorno;
estão associados com uma molécula como um todo.
A molécula de hidrogênio
Quando dois OAs se superpõem, formam-se dois OMs.
150
*
*
*
A molécula de hidrogênio
Conseqüentemente, 1s (H) + 1s (H) deve resultar em dois OMs para o H2:
um tem densidade eletrônica entre os núcleos (OM ligante);
um tem pouca densidade eletrônica entre os núcleos (OM antiligante).
Os OMs resultantes de orbitais s são orbitais OMs .
O OM  (ligante) tem energia mais baixa do que OM * (antiligante).
151
*
*
*
A molécula de hidrogênio
152
*
*
*
A molécula de hidrogênio
O diagrama de nível de energia ou o diagrama de OM mostra as energias e os elétrons em um orbital.
O número total de elétrons em todos os átomos são colocados nos OMs começando pela
energia mais baixa (1s) e terminando quando se acabam os elétrons.
Observe que os elétrons nos OMs têm spins contrários.
O H2 tem dois elétrons ligantes.
O He2 tem dois elétrons ligantes e dois elétrons antiligantes.
153
*
*
*
A molécula de hidrogênio
154
*
*
*
Ordem de ligação
Definimos:
Ordem de ligação = 1 para uma ligação simples.
Ordem de ligação = 2 para uma ligação dupla.
Ordem de ligação = 3 para uma ligação tripla.
São possíveis ordens de ligação fracionárias.
155
*
*
*
Olhamos para moléculas diatômicas homonucleares (por exemplo Li2, Be2, B2 etc.).
Os OAs combinam-se de acordo com as seguintes regras:
O número de OMs = número de OAs;
Os OAs de energia similar se combinam;
À medida que aumenta a superposição, diminui a energia do OM;
Pauli: cada OM tem no máximo dois elétrons;
Hund: para orbitais degenerados, cada OM é inicialmente ocupado por um elétron.
Moléculas Diatômicas do Segundo Período
156
*
*
*
Orbitais moleculares para Li2 e Be2
Cada orbital 1s se combina a outro orbital 1s para fornecer um orbital 1s e um *1s, ambos dos quais estão ocupados (já que o Li e o Be têm configurações eletrônicas 1s2).
Cada orbital 2s se liga a outro orbital 2s, para fornecer um orbital 2s e um orbital *2s.
As energias dos orbitais 1s e 2s são suficientemente diferentes para que não haja mistura cruzada dos orbitais (i.e. não temos 1s + 2s).
157
*
*
*
158
*
*
*
Orbitais moleculares para Li2 e Be2
Existe um total de 6 elétrons no Li2:
2 elétrons no 1s
2 elétrons no *1s
2 elétrons no 2s e
0 elétrons no *2s
Uma vez que os AOs 1s estão completamente preenchidos, 1s e *1s estão preenchidos. Geralmente ignoramos os elétrons mais internos nos diagramas de OM.
159
*
*
*
Orbitais moleculares para Li2 e Be2
Existe um total de 8 elétrons em Be2:
2 elétrons no 1s;
2 elétrons no *1s;
2 elétrons no 2s; e
2 elétrons no *2s.
Uma vez que a ordem de ligação é zero, o Be2 não existe.
160
*
*
*
Orbitais moleculares a partir 
de orbitais atômicos 2p
Existem duas formas nas quais dois orbitais p se superpõem:
frontalmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica no eixo entre os núcleos (por ex., o orbital do tipo );
lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica acima e abaixo do eixo entre os nucleos (por ex., o orbital do tipo ).
161
*
*
*
Orbitais moleculares a patir 
de orbitais atômicos 2p
Os seis orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar seis OMs:
, *, , *,  e *
Conseqüentemente, há um máximo de 2 ligações  que podem vir de orbitais p.
As energias relativas desses seis orbitais podem mudar.
162
*
*
*
163
*
*
*
Configurações eletrônicas 
para B2 até Ne2
Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p.
Há uma superposição maior entre orbitais 2pz (eles apontam diretamente na direção um, do outro) daí o OM 2p tem menos energia do que os orbitais 2p.
Há uma superposição maior entre orbitais 2pz , logo, o OM *2p tem maior energia do que os orbitais *2p.
Os orbitais 2p e *2p são duplamente degenerados.
164
*
*
*
165
*
*
*
166