Resumão para a P2 de Estrutura da Matéria

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Resumo para P2 - Estrutura da Matéria 
Aula 7 
Experimento de Rutherford 
Em uma experiência Rutherford fez partículas alfa atravessarem finas folhas de metal. De acordo com o 
modelo de “pudim de passas”, elas deveriam atravessar com poucas alterações, representadas por 
pequenos desvios. A “massa do pudim”, de carga elétrica positiva, deveria repelir as partículas alfa, também 
eletricamente positivas, mas essa massa estava dispersa o suficiente para não provocar grandes alterações 
na trajetória das partículas. 
Embora ao atravessar uma fina lâmina metálica a maioria das partículas alfa, como se esperava, não sofresse 
nenhum desvio, algumas sofriam desvios inexplicavelmente grandes, verificando-se até recuos. Como 
Rutherford diria mais tarde, isso era tão absurdo como alguém dar um tiro em uma folha de papel e a bala 
ricochetear de volta. 
 
Figura 1 – experimento de Rutherford 
Modelo de Rutherford 
Para explicar o que observou em seu experimento, ele propôs um modelo no qual o átomo deveria ter quase 
toda sua massa concentrada em um pequeno volume central – o núcleo – com carga positiva, em torno do 
qual girariam os elétrons, com carga negativa. O núcleo devia ser extremamente pequeno, por isso a maioria 
das partículas alfa não se desviava, mas passava pelo vazio, ou chocava-se com elétrons que praticamente 
não interferiam na trajetória. Este modelo ficou conhecido como modelo planetário. 
 
Figura 2 – Modelo planetário de Rutherford 
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Problemas do modelo de Rutherford 
De acordo com a física clássica, o modelo de Rutherford não poderia existir. Se o elétron girasse em torno do 
núcleo, ele estaria sob a ação de uma força centrípeta e de uma aceleração centrípeta. Segundo o 
eletromagnetismo clássico, partículas portadoras de carga elétrica, quando aceleradas, emitem radi ação 
eletromagnética e perdem energia; por isso os elétrons se moveriam em espiral até atingir o núcleo, o que 
tornava a ideia de Rutherford inviável. 
Natureza da luz 
Maxwell e Hertz determinaram que a luz é uma onda eletromagnética produzida pela oscilação de uma 
carga. Onde a onda mais simples tem um perfil de uma onda senoidal. A luz pode ter como perfil a 
magnitude do campo elétrico no espaço. A propagação é perpendicular a direção do campo. 
 
Figura 3 – uma onda senoidal e um exemplo da propagação perpendicular, respectivamente. 
A onda eletromagnética apresenta as propriedades de: 
 Interferência - Ao encontrar uma fenda ocorrem regiões onde há interferência construtiva, ou destrutiva. 
Numa fenda dupla há um padrão de interferência no anteparo. Demonstrando a característica ondulatória 
da luz. 
 Refração e Difração 
Radiação do corpo negro 
Um corpo aquecido emite radiação eletromagnética porque seus elétrons (carga elétrica negativa) são 
acelerados. Um corpo negro é aquele capaz de emitir e absorver todas as freqüências de radiação. Para 
estudar a radiação se aquece um corpo nefro. A radiação emitida atravessa o orifício, é dispersada por um 
prisma de material não absorvente e dirigida a um detector que mede a intensidade de cada freqüência. No 
entanto, a física clássica era incapaz de explicar essa radiação emitida pelo corpo. 
Conflito entre teoria e experimento 
Os resultados baseados na teoria clássica não podem explicar, há a chamada divergência no ultravioleta 
(onde comprimentos de onda muito curtos eram fortemente excitadas mesmo a temperatura ambiente) . 
Max Planck resolveu inverter o processo teórico, partindo dos gráficos para chegar à função. Assim passou a 
buscar uma justificativa teórica que a fundamentasse. Encontrou-a nos conceitos de entropia e na 
probabilidade de Boltzmann da termodinâmica (quanto maior a temperatura, maior será a emissão), 
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chegando a uma constante que foi o germe da física do século XX, a constante de Planck. Seu significado 
físico é que “a energia só pode existir na natureza em valores discretos, em quanta de ação” 
 
O Efeito-Fotoelétrico 
Quando iluminamos uma superfície de um metal com uma radiação de comprimento de onda 
suficientemente pequeno, a luz faz com que elétrons sejam emitidos pelo metal. A esse fenômeno 
chamamos de Efeito Fotoelétrico. Hertz em 1887 foi o primeiro a observar o fenômeno incidindo luz 
ultravioleta num dos dois eletrodos de metal submetidos a baixa tensão. Ele observou uma corrente entre 
os eletrodos ao iluminar um deles. Einstein formulou o fenômeno como a colisão inelástica de algo com 
energia hf , que ele chamou de fóton e as seguintes observações: 
1. Nenhum elétron é ejetado, independente da intensidade da radiação, a menos que a frequência 
ultrapasse um valor mínimo; 
2. A energia cinética dos elétrons emitidos varia linearmente com a frequência, mas é independente da 
sua intensidade; 
3. Mesmo com fontes de luz de baixa intensidade os elétrons são ejetados imediatamente, se a 
frequência for superior ao limiar fotoelétrico. 
Baseado no efeito fotoelétrico, em 1916, Einstein ampliou o conceito de quantum de luz ao propor que o 
fóton possui momento linear. 
Dualidade onda-partícula da luz 
A luz apresenta propriedades de onda eletromagnética, ou propriedades de partículas de massa nula 
conhecidas como fótons, depende apenas do experimento em questão. 
Aula 8 
Espectro Atômico 
A luz que emitida por uma substância tem um padrão de linhas de freqüências distinto e conhecido como 
espectro do átomos. Esse espectro é como se fosse o RG de cada elemento, o DNA, onde as linhas que 
aparecem são os estados estacionários. 
A verificação experimental sobre a existência de estados estacionários no átomo de hidrogênio é através de 
experimento de espectroscopia. Onde um gás de hidrogênio absorve ou emite fótons cuja energia é igual a 
diferença entre os níveis. 
Modelo atômico de Bohr 
Bohr estava convencido de que a introdução do quantum de ação de Planck (veremos mais adiante) 
resolveria as dificuldades do modelo de Rutherford. O ponto de partida foi a fórmula de Balmer que permite 
o calculo da posição das raias do espectro de hidrogênio. Bohr concluiu que deveriam existir estados 
estacionários nos quais os elétrons poderiam ter órbitas estáveis, ou seja, poderiam nelas permanecer 
indefinidamente sem perder energia. Segundo Bohr: 
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1. Cada elétron só pode ocupar determinada órbita de ordem ni com uma energia Eni, na qual 
permanece indefinidamente, sem emitir radiação; 
2. Quando um elétron ganha ou perde energia, ele “salta” para outra órbita de ordem nf com energia 
Enf. Nessa transição ele absorve ou emite um fóton. Como a energia dos fótons só está disponível na 
natureza em pacotes de energia de valores determinados (E = hf), o elétron só pode se transferir 
para órbitas determinadas. Logo, a diferença de níveis de energia entre dois estados estacionários 
correspondentes a duas órbitas do elétron é dada pela expressão: 
Enf-Eni = hf 
A energia do átomo de H no modelo de Bohr é: 
 
As órbitas que o elétron pode fazer são aquelas na qual o produto da massa, velocidade e distância ao 
centro for múltiplo de ħ. 
 
Problemas do modelo de Bohr 
 
A teoria da estrutura atômica dos átomos na formulação de Bohr necessitava ser melhorada e estendida 
além do átomo de hidrogênio. A teoria dá valores compatíveis com os experimentos de espectroscopia para 
o átomo de hidrogênio, porém não produz valores satisfatórios para as probabilidades de transi ção de um 
estado para outro e não explica a distribuição da linha do espectro de hidrogênio. 
 
Aula 9 
 
Dualidade onda-particula para o elétron 
 
De Broglie em 1924, postulou que, da mesma forma que o fóton tem comportamento de onda e de 
partícula, o elétron teria a mesma propriedade. Assim, o elétron é uma onda com comprimento:Davisson e Thompson incidiram elétrons com energia alta numa placa metálica e obtiveram um padrão de 
interferência cujo comprimento de onda do elétron era o que de Broglie tinha postulado. Isto é, o elétron é 
uma onda no experimento de difração o elétron é uma partícula no de colisão. 
 
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Onda Estacionária 
 
Uma onda estacionária é aquela em que a crista, ou a posição de maior amplitude não se move. Da mesma 
forma, pontos em que a amplitude é nula, conhecidos como nodos, não se movem. Podemos descrever a 
onda estacionária em uma corda através do deslocamento que ela faz em relação ao equilíbrio. Ainda, 
podemos escrever a equação do deslocamento para cada modo como sendo: 
 
O comprimento de onda de uma onda estacionária numa corda depende do comprimento da corda e do 
número de ventres e é dado por: 
 
 
 
 
 
Partícula confinada: 1 DIMENSÃO 
 
No confinamento unidimensional, a energia possível do estado estacionário depende do número quântico, 
 
Quando o elétron está confinado em uma caixa, devido a impossibilidade da partícula estar fora da região do 
poço, afirmamos que nessas posições a função de onda é nula. Havendo, portanto, ondas estacionárias. A 
ligação desse mundo imaginário de ondas com a nossa realidade é feita tomando o quadrado da função de 
onda. Esse quadrado dessa função tem o sentido físico de ser a probabilidade de detectar o elétron na 
posição. 
 
 
Podemos observar processos de transição entre modos. Há o de excitação (um fóton se r absorvido pelo 
elétron na caixa ir do estado estacionário n, para m onde m>n) e o de decaimento (um fóton ser emitido 
pelo elétron na caixa do estado estacionário m e ir para n onde n<m). 
 
Átomo de De Broglie 
 
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A razão pela qual os elétrons ocupam somente níveis discretos tornou-se bem compreendida ao se 
considerar o elétron não como uma partícula, mas, também, como uma onda. De Broglie mostrou que os 
valores discretos dos raios de órbitas de Bohr é uma conseqüência natural de ondas eletrônicas 
estacionárias. 
 
 
Aula 10 
 
Átomo de Hidrogênio 
 
O próton cria uma armadilha para o elétron, mantendo-o confinado. Qualquer tipo de confinamento faz 
surgir estados estacionários. Mas, de modo geral, as condições de contornos para existência de um estado 
estacionário são impostas por um potencial. 
Um confinamento natural do elétron é o sistema composto de 1 próton e 1 elétron. Nesse sistema o próton 
produz um confinamento natural para o elétron. 
Por ser 3D, deveríamos ter 3 números quânticos associado aos estados estacionários, porém a simetria 
radial do potencial torna difícil identificar os ventres da onda estacionária analisando as direções 
separadamente. Partindo da simetria radial do confinamento é importante associar esses números com 
propriedades clássicas que esse elétron tem enquanto partícula orbitando em torno do próton. Escolhemos 
(n,l,m). 
 
 
 
A maneira mais comum de rotular os estados é de representar o número do orbital de momento por letras, 
assim para os valores 0,1,2,... temos as letras s,p,d,f,g,... um orbital com l=1 é chamado de p, d é um orbital 
com l=2. O valor do número quântico principal é escrito antes da letra: assim o orbital 3d significa um orbital 
com n=3 e l=2. 
A energia e o estado estacionário correspondente são dados pela equação de Schroedinger. Para o sistema 
descrito temos: 
 
 
A Equação de Schroedinger 
 
Em 1927, o físico Schroedinger depois de um tratamento matemático-estatistico, demonstrou a idéia de que 
o orbital é a região de maior probabilidade de encontrar o elétron (orbital ≠ órbita). 
 
Assim para o átomo de hidrogênio 
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Para o estado fundamental (o de menor energia), também chamado de orbital 1s: 
 
Ao considerar o quadrado da função de onda do estado fundamental de H como a probabilidade de 
encontrar o elétron na posição R, podemos determinar um raio médio onde em média o elétron encontra-se 
distante do proton. Essa distância é o raio de Bohr. 
 
1º est. excitado 
Para o 1º estado excitado, conhecido como orbital 2s(l=0) e 2p(l=1): 
 
Podemos visualizar a distribuição dos estados estacionários dos orbitais s e p: 
 
 
Ionização 
 
A ionização do átomo ocorre quando a energia do fóton for maior que o módulo da energia do estado 
estacionário. Ficando o hidrogênio com carga positiva. 
 
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Atomos Multieletronicos 
 
Conhecido o átomo de hidrogênio poderíamos fazer a mesma análise para outros átomos que possuam mais 
de um elétron. Porém esbarramos em algumas coisas, os e létrons interagem entre si e não é possível ter 
dois ou mais elétrons num mesmo estado estacionários. 
 
Aula 11 
 
Atomo Neutro 
 
O átomo é constituído de um núcleo positivo com Z próton que definem o confinamento dos elétrons. Z é 
conhecido como número atômico e define os diferentes elementos químicos. Um átomo neutro consiste de 
um sistema onde o núcleo com número atômico Z confina o mesmo número de elétrons. 
Diferentemente do átomo de hidrogênio, o problema é que temos o número de elétron diferente de 1, 
podendo um elétron interagir com o outro. Seja como for, descrito dessa forma, o estado fundamental é 
todos os elétrons no estado fundamental, porém experimentos mostram o contrário. 
 
O experimento de Frank e Hertz 
 
Um átomo neutro consiste de um sistema onde o núcleo com número atômico Z confina o mesmo número 
de elétrons. Diferentemente do átomo de hidrogênio, o problema é que temos o número de elétron 
diferente de 1, podendo um elétron interagir com o outro. Seja como for, descrito dessa forma, o estado 
fundamental é todos os elétrons no estado fundamental, porém experimentos mostram o contrário. 
Ao carregar positivamente a grade, os elétrons que saem do filamento adquirem energia para atravessar a 
grade e podem atingir a placa carregada negativamente desde que sua energia seja suficientemente grande 
para vencer a repulsão da placa. Um modo de medir essa energia é determinar em qual tensão a corrente de 
elétron que passa pela placa cessa. Antes de atingir a grade, o elétron acelerado pode atingir os átomos que 
compõe o gás na ampola. Nessa colisão, o elétron pode ter energia suficiente para mudar o elétron ligado 
dentro do átomo para outro estado estacionário. 
 
A energia do elétron incidente pode ser tão grande que faça a ionização dos átomos contido no gás. Verifica-
se, para determinado número atômico, uma periodicidade na qual os elementos nobre (He(2),Ne(10),Ar(18), 
Kr(32),Xe(54)) é mais difícil de ionizar. E os metais alcalinos os mais fáceis. 
Isto é, quanto maior o átomo maior será para remover um elétron, isto é quanto maior o átomo menor a 
energia de ionização necessária para retirar um elétron da camada de Valencia 
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• Na Família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima 
• No Período: a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita 
 
Principio de Exclusão 
 
Como conclusão do experimento, podemos ver 
que os elétrons confinados ocupam estados 
estacionários diferentes. O estado fundamental 
do átomo neutro de número atômico Z consiste 
de um empilhamento dos Z elétron dos estados 
estacionários de mais baixa energia. Dessa forma, 
o átomo neutro de menor energia tem seus 
elétrons confinados distribuídos em camadas 
(denotadas pelo número principal n) e 
subcamadas (denotadas por s (l=0), p (l=1), d (l=2), 
f (l=3)) 
 
 
 
Regra para configurar o átomo - O ordenamento para o preenchimento de camada para o estado 
fundamental do átomo de muitos elétrons é dado seguindo a regra mnemônica conhecida como princípio de 
Aufbau. 
 
Spin do elétron - Uma propriedade importante do elétron é seu momento magnético intrínseco. Este 
momento magnético pode ter valores positivo ou negativo e denotamos pela letra s, podendo ser s=1/2 ou 
s=-1/2. 
 
Estrutura do átomo neutro 
 
Átomo de Hélio, He,tem Z=2 
 
 
 
 
Átomo de Boro, Z=5 
Átomo de Lítio, Li, tem Z=3, 
 
 
 
Átomo de Berílio, tem Z=4, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Átomo de carbono, Z=6 
 
 
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Para os elementos com 20<Z<30 temos a seguinte distribuição 
 
 
 
Aula 12 
 
Tabela Periódica atual 
 
A tabela periódica atual é dividida em 07 períodos (linhas horizontais), que corresponde ao numero de 
períodos ocupados pelos elétrons. 
Já quanto as famílias, há 18 famílias, indicadas pelos elementos nas linhas verticais. Em geral, as famílias 
apresentam propriedades químicas semelhantes, pois possuem a mesma quantidade de elétrons na ultima 
camada. Os blocos da tabela periódica refletem a identidade dos últimos orbitais que são ocupados no 
processo de preenchimento. O número do período é o número quântico principal da camada de valência. O 
número do grupo está relacionado ao número dos elétrons de valência. 
 
Configuração eletrônica 
Quando o subnível s ou o p são os mais energéticos, dizemos que se trata de um elemento representativo; 
Quando o subnivel mais energético de dado elemento é o d, dizemos que este é um elemento de transição. 
Quando o subnivel mais energético de dado elemento é o f, dizemos que este é um elemento de transição 
interna (radioativos). 
 
Raio atômico 
 
É caracterizado principalmente pelo numero de camadas eletrônicas e a carga nuclear 
• Na Família: o raio atômico cresce de cima para baixo. Porque a medida que o numero atômico 
aumenta, o numero de camadas também aumenta, o que leva a um aumento do tamanho do átomo 
• No Período: o raio atômico cresce da direita para a esquerda, porque apesar de terem o mesmo 
numero de camadas, o numero atômico aumenta, o que faz com a atração do núcleo sobre os elétrons 
periféricos aumente e o tamanho dos átomos seja menor. 
 
 
 
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Efeito Blindagem – os elétrons colocados entre o núcleo e a camada de valência, protegem o núcleo. Este 
efeito, reduz a carga nuclear efetiva percebida pelo elétron da camada de valência. 
 
Carga nuclear Efetiva – é a carga que efetivamente um elétron percebe, levando em consideração a 
blindagem que os elétrons mais interiores fazem ao redor do núcleo 
 
Energia de Ionização 
 
E a energia necessária para retirarmos um elétron de um átomo isolado do estado gasoso, formando um 
íons positivo, ou negativo (lembrando que na natureza não se encontra átomos isolados, sempre são 
encontrados na forma de íons) 
 
Quanto maior o átomo maior será para remover um elétron, isto é quanto maior o átomo menor a energia 
de ionização necessária para retirar um elétron da camada de Valencia 
 Na Família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima 
 No Período: a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita 
 
 
 
Afinidade eletrônica 
 
É a energia liberada quando um átomo isolado recebe um elétron. Perceba que ocorre liberação de energia 
sempre que o anion for mais estável que o átomo neutro 
 
Cl(g) + 1e
-
  Cl
-
(g) + 83,3 Kcal/mol 
 
Quanto maior a Eletroafinidade  Maior a capacidade do átomo receber elétron 
Quanto menor o átomo, maior será sua capacidade de receber elétrons e maior sua eletroafinidade. 
 Na Família: a eletroafinidade aumenta de baixo para cima. 
 No Período: a eletroafinidade aumenta da esquerda para a direita 
A medida que os elétrons entram no átomo, a atração do núcleo sobre os elétrons diminui, assim, o anion é 
sempre maior que o átomo neutro correspondente. 
 
Aula 13 
 
Ligação iônica 
 
Os átomos se associam a fim de obterem oito elétrons na camada de Valencia. Esta associação se dá por 
uma atração eletrostática, chamada de ligação iônica de caráter elétrico. Onde um íon perde elétron (Cátion) 
e o outro ganha (anion). 
 
(cátionx+)y(ânion
y-)x 
No entanto, esta ligação é definitiva, formando muitas vezes agrupamentos geométricos, conhecidos como 
reticulo cristalino, sólidos com alta temperatura de fusão., podendo conduzir eletricidade quando fundidos. 
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Os metais de transição também formam íons, mas não conseguem completar oito elétrons na camada de 
Valencia. O mesmo acontece com os elementos da família IVA. Já os ametais e o hidrogênio, na presença de 
metais, não obedecem a regra do octeto. 
Dessa forma, chamamos de ligação iônica aquela que pode ser tratada como a interação de duas cargas 
oposta sem o recurso da equação de Schrodinger. 
 
Numero de oxidação - O número de oxidação de um elemento na ligação iônica corresponde a sua carga. 
No caso do cloreto de sódio o sódio tem nox=+1 e o cloro tem nox=-1. 
Propriedades dos sólidos iônicos 
 
Os íons empilham-se e, estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos têm, tipicamente, altos pontos de 
fusão e de ebulição e são quebradiços. 
 
 
Configuração eletrônica dos íons 
 
A configuração eletrônica para um cátion se dá por remover os elétrons mais externos pela ordem: np, ns e 
(n-1)d. A configuração eletrônica para um ânion se dá por adicionar elétrons até atingir a configuração de 
gás nobre mais próximo. 
 
Estrutura de Lewis 
 
Elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais externa e são os elétrons responsáveis pelas 
interações e ligações químicas. Elétron como um ponto (Símbolo de Lewis). Representa um elétron de 
valência e consiste do símbolo químico mais um ponto para cada elétron de valência. 
 
 
 
Aula 14 
 
Ligação Covalente 
 
A ligação covalente é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares 
de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante 
unida. 
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A regra do octeto: Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas 
propondo a regra do octeto: cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para atingir um 
total de oito elétrons de valência. 
 
(A) Ressonância 
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de 
Lewis. 
Híbrido de ressonância: é a mistura de duas ou mais estruturas de Lewis. A ressonância entre estruturas de 
Lewis reduz a energia calculada da molécula e modela o caráter de ligação, distribuindo-a sobre toda a 
molécula. As estruturas de Lewis com energias similares fornecem uma maior estabilização por ressonância. 
 
 
Evidências experimentais: 
Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C6H6, não explica todas as evidências 
experimentais: 
-Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas. 
-Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento. 
-Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a 
carbonos adjacentes. 
 
 
 
(B) Carga formal 
É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons fossem compartilhados igualmente. As estruturas de 
Lewis com baixas cargas formais geralmente têm a menor energia. 
f = V – L – ½ P 
onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre; 
L = no. de elétrons presentes nos pares isolados; 
P = no. de elétrons compartilhados. 
Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com: (1) a menor carga formal nos átomos; e (2) a 
estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma carga formal negativa e ao elemento 
menos eletronegativo é atribuída uma carga formal positiva. 
 
 
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(C) Número de oxidação 
 
A carga formal é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter covalente de uma ligação. O número de 
oxidação é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter iônico de uma ligação. 
Ele pode ser considerado como a carga que um átomo teria se o átomo mais eletronegativo em uma ligação 
ficasse com os dois elétrons da ligação. Embora a carga formal de C em CO2 seja zero, seu número de 
oxidação é +4, porque todos os elétrons dasligações são atribuídos aos átomos de oxigênio. 
 
(D) Radicais 
 
As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são chamados de radicais. Eles são, em geral, 
muito reativos. 
 
(E) Hipervalência 
 
Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são 
denominados hipervalentes. 
 
 
Ionica X Covalente 
 
A ligação iônica descreve bem as ligações dos não metais com os metais e as ligações covalentes descreve as 
ligações entre não-metais. O que pesa sobre o caráter iônico ou covalente de uma ligação é a energia de 
ligação. Para caracterizar essa energia definiu a eletronegatividade para cada elemento. 
O caráter de uma ligação pode ser dado pela diferença de eletronegatividade entre os elementos presentes 
na ligação. Dado a ligação XM, caso: 
 
 
 
Modelo RPECV ou VSEPR 
 
O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (modelo RPECV ou VSEPR) amplia a 
teoria da ligação química de Lewis para explicar as formas das moléculas, adicionando regras que explicam 
os ângulos de ligação. 
Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para reduzir ao máximo essa 
repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo central. 
Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na posição “mais distante” 
(ligações e pares isolados do átomo central), que é chamado de arranjo dos elétrons na molécula, 
determinamos a posição dos átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo 
comas formas. 
Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas. 
Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são tratados 
independentemente. 
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Todos os pares de elétrons, ligantes ou não, são incluídos na descrição do arranjo de elétrons. Todavia, 
somente as posições dos átomos são consideradas quando descrevemos a forma de uma molécula. 
Predição da forma de uma molécula com pares isolados. 
Etapa 1. Desenhe a estrutura de Lewis; 
Etapa 2. Conte as ligações e pares isolados do átomo central; 
Etapa 3. Determine o arranjo de elétrons; 
Etapa 4. Identifique a forma considerando apenas os átomos. 
 
Moléculas polares e Apolares 
 
A capacidade que as ligações possuem de atrair cargas elétricas se define como Polaridade, esta assume 
caráter diferente dependendo da ligação onde se faz presente. 
 
As ligações mais frequentes envolvendo compostos orgânicos acontecem entre átomos de carbono ou entre 
átomos de carbono e hidrogênio: C ─ C e C ─ H (hidrocarbonetos). Classificamos este tipo de ligação como 
covalente, ela está presente em todas as ligações dos compostos orgânicos formados somente por carbono 
e hidrogênio. 
 
Quando na molécula de um composto orgânico houver outro elemento químico além de carbono e 
hidrogênio, suas moléculas passarão a apresentar certa polaridade. Chamamos este elemento de 
heteroátomo e pode ser: nitrogênio (N), oxigênio (O), entre outros. 
 
Metano (CH4) Etano (C2H6) 
 
Repare que em ambas as estruturas não há presença de heteroátomos, neste caso as moléculas se 
classificam como apolares. 
 
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A presença do Oxigênio como heteroátomo faz as moléculas apresentarem polaridade. A primeira molécula 
se trata do composto Etanol (CH3CH2OH), a presença da hidroxila – OH dá a este composto o caráter polar, 
mesmo que em sua estrutura contenha uma parte apolar 
 
 
 
Aula 16 
 
 
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TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
 
 
 
 
 
Ligações múltiplas 
 
De acordo com a Teoria da Ligação de Valência, podemos descrever as ligações múltiplas da seguinte forma: 
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 Uma ligação simples é uma ligação s. 
 Uma ligação dupla é uma ligação s mais uma ligação p. 
 Uma ligação tripla é uma ligação s mais duas ligações p. 
 A força da ligação depende do grau de superposição dos orbitais atômicos 
 
Hibridização dos orbitais 
 
Os orbitais híbridos de um átomo são construídos para reproduzir o arranjo de elétrons característico da 
forma da molécula determinada experimentalmente. 
 
 
 
 
Ligações dos hidrocarbonetos 
 
Carbono  os átomos podem se ligar para formar cadeias e anéis de diferentes tamanhos. 
Já descrevemos o metano e o etano. O mesmo padrão de ligações s ocorre em todos os alcanos. Nestes 
compostos, os ângulos de ligação são muito próximos do ângulo do tetraedro, 109,5o, que corresponde à 
hibridação sp3. 
 
Caracteristicas da ligação Dupla 
 
- Uma ligação dupla é mais forte do que uma ligação simples; 
- Uma ligação dupla é mais fraca do que a soma de duas ligações simples; 
- Uma ligação dupla influencia na forma da molécula, já que impede a rotação da molécula. 
 
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Aula 16 
 
Teoria dos orbitais moleculares 
 
• Alguns aspectos da ligação não são explicados pelas estruturas de Lewis, pela teoria 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 (TOM). 
• Do mesmo modo que nos átomos, os elétrons são encontrados em orbitais atômicos, nas moléculas, os 
elétrons são encontrados nos orbitais moleculares. 
 
Orbitais Moleculares 
 
• Se espalham por toda a molécula 
• Os elétrons de valência estão delocalizados sobre toda a molécula, não pertencem a uma ligação específica 
• Resultam da combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear combination of atomic orbitals); 
 
Os Orbitais Moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos: quando os orbitais atômicos 
interferem construtivamente, formam-se orbitais ligantes, e quando interferem destrutivamente, formam 
orbitais anti-ligantes. 
N orbitais atômicos combinam-se para formar N orbitais moleculares. 
 
 
 
Configuração eletrônica 
 
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1. Os elétrons são acomodados inicialmente no orbital molecular de mais baixa energia e, depois, 
sucessivamente, nos níveis de energia mais alta. 
2. De acordo com o Principio de exclusão de Pauli, cada orbital molecular pode acomodar ate dois elétrons 
(emparelhados). 
3. Se mais de um orbital molecular da mesma energia estiver disponível, os elétrons os ocupam um a um, 
adotando spins paralelos (Regra de Hund). 
 
Assim, dois orbitais atômicos 1s se combinam para formar dois orbitais moleculares, um orbital ligante s1s e 
um orbital anti-ligante s1s* 
 
 
Ordem de Ligação 
 
Teoria de Lewis: numero de pares de elétrons de ligação unindo um par de átomos. 
 
Ordem de ligação = ½ (número de elétrons em OMs ligantes – número de elétrons em OMs anti-ligantes) 
 
São possíveis ordens de ligação fracionárias. Assim, 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. 
 
 
 
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 s); 
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• lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica acima e abaixo do eixo entre os 
nucleos (por ex., o orbital do tipo p). 
 
Os seis orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar seis OMs: " s, s*, p, p*, p e p* 
 
• Conseqüentemente, há um máximo de 2 ligações p que podem vir de orbitais p. 
 
As energias relativas desses seis orbitais podem mudar. 
 
Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 
 
• Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os orbitais s2s têm menos energia do que os 
orbitais s2p. 
• Há uma superposição maior entre orbitais 2pz (eles apontam diretamente na direção um,do outro) daí o 
OM s2p tem menos energia do que os orbitais p2p. 
• Há uma superposição maior entre orbitais 2pz , logo, o OM s* 2p tem maior energia do que os orbitais p* 
2p. 
• Os orbitais p2p e p* 2p são duplamente degenerados. 
 
 
Dois tipos de comportamento magnético: 
 
Paramagnetismo (elétrons desemparelhados na molécula): forte atração entre o campo magnético e a 
molécula; 
Diamagnetismo (sem elétrons desemparelhados na molécula): fraca repulsão entre o campo magnético e a 
molécula. 
 
Configurações eletrônicas e propriedades moleculares 
 
• Experimentalmente, o O2 é paramagnético. 
• A estrutura de Lewis para o O2 não mostra elétrons desemparelhados. 
• O diagrama de OM para o O2 mostra dois elétrons desemparelhados no orbital p* 2p. 
• Experimentalmente, o O2 tem ums curta distância de ligação (1,21 Å) e a alta energia de entalpia (495 
kJ/mol). Isto sugere uma ligação dupla. 
• O diagrama de OM para o O2 prevê tanto o paramagnetismo como a ligação dupla (ordem de ligação = 2). 
 
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Aula 17 
 
Forças intermoleculares