Química Geral

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UFCG/CCT
ENGENHARIA QUÍMICA
QUÍMICA GERAL 
Introdução – Uma rápida revisão
Prof. Dr. Gilmar Trindade de Araújo.
Os 25 produtos químicos mais produzidos nos Estados Unidos, 1995 
Fonte: CHEMICAL & ENGINEERING NEWS (June 24, 1996)
Rank Billions of lb
1995 1995
1 Sulfuric acid (ácido sulfúrico) 95.36
2 Nitrogen (nitrogênio) 68.04
3 Oxygen (oxigênio) 53.48
4 Ethylene (etileno) 46.97
5 Lime(b) (óxido de cálcio – cal) 41.23
6 Ammonia (amônia) 35.60
7 Phosphoric acid (ácido fosfórico) 26.19
8 Sodium hydroxide (hidróxido de sódio) 26.19
9 Propylene (propileno) 25.69
10 Chlorine (cloro) 25.09
11 Sodium carbonate(c) (carbonato de sódio) 22.28
12 Methyl tert-butyl ether (metil-terc-butil éter) 17.62
13 Ethylene dichloride (dicloreto de etileno) 17.26
14 Nitric acid (ácido nítrico) 17.24
15 Ammonium nitrate(d) (nitrato de amônio) 15.99
16 Benzene (benzeno) 15.97
17 Urea(e) (uréia) 15.59
18 Vinyl chloride (cloreto de vinila) 14.98
19 Ethylbenzene (etilbezeno) 13.66
20 Styrene (estireno) 11.39
21 Methanol (metanol) 11.29
22 Carbon dioxide(f) (dióxido de carbono) 10.89
23 Xylene (xileno) 9.37
24 Formaldehyde(g) (formaldeído) 8.11
25 Terephthalic acid(h) (ácido tereftálico) 7.95
Algumas Moléculas Interessantes
Palitoxina:
Algumas Moléculas Interessantes
Misoprostol: Cytotec® 
Apomorfina: Viagra 
Algumas Moléculas Interessantes
Fenobarbital: Gardenal
Oxcarbazepina : Tileptal 
 Drogas naturais: Princípio ativo de plantas medicinais.
 Flavonoídes
Algumas Moléculas Interessantes
Alguns Eventos da História da Química
• Primeira reação orgânica: Descoberta do fogo.
• China antiga: materiais naturais para o tratamento de doenças.
• Antigos Egípcios: Compostos orgânicos (como o índigo) para 
tingir tecidos.
• Bíblia: Fermentação das uvas para produzir álcool etílico
• 1743-1794: Lavoisier: relaciona respiração e combustão com o
consumo de O2 e emissão de CO2.
Alguns Eventos da História da Química
• 1916: Primeiras explicações da natureza das ligações
químicas por Lewis e Kossel:
Ligação Iônica: atração eletrostática de dois íons com cargas
opostas.
Ligação Covalente: uma ligação que resulta quando os
átomos compartilham elétrons.
• 1926: Mecânica quântica:
Uma nova teoria da estrutura atômica e molecular
Conceito atual das ligações químicas: permitiu explicar 
melhor a relação entre a estrutura molecular e a reatividade.
Estrutura Atômica
Revisão
A evolução dos modelos atômicos
 Grécia Antiga: 
 Leucipo e Demócrito: a = sem; tomo = divisão
 Átomo: menor partícula constituinte dos vários 
materiais formadores do universo concreto.
Atomística experimental
O MODELO DE DALTON
O MODELO DE THOMSON
O MODELO DE RUTHERFORD 
O MODELO DE BOHR
O MODELO ATUAL
O MODELO DE DALTON
 Postulados de Dalton:
 Cada elemento é composto de partes 
extremamente pequenas chamadas átomos;
 Todos os átomos de um dado elemento são 
idênticos; os de diferentes elementos são 
diferentes e têm diferentes propriedades;
 Os átomos de um elemento não se convertem em 
diferentes tipos de átomos por meio de reação 
química;
 Os compostos são formados quando átomos de 
mais de um elemento se combinam.
A DESCOBERTA DO ELÉTRON
 Na década de 1850 Crookes desenvolveu um tubo de descarga para 
investigar a condução de corrente elétrica em gases.
 Como resultado obtiveram um feixe luminoso (raios catódicos) que 
nada mais era que a trajetória deixada por um feixe de elétrons.
Raios Catódicos
A descoberta dos raios X (1895)
Os raios X foram descobertos por acaso, em 1895, por 
Röentgen. Fazendo descargas em gases altamente rarefeitos 
em uma ampola de Crookes totalmente envolvida por papel 
negro, Röentgen notou que uma placa fluorescente colocada 
nas proximidades da ampola adquiria luminescência.
A descoberta da radioatividade (1896)
Becquerel notou que um sal de urânio, mantido no escuro e 
envolvido por papel negro, impressionava chapas fotográficas. 
Isso evidenciava que o sal de urânio emitia radiações invisíveis, 
que atravessavam o papel negro: eram, portanto, radiações do 
tipo dos raios X. 
A descoberta dos raios  , e  (1897 a 1900)
Um ano após a descoberta da 
radioatividade, Rutherford verificou que 
as radiações emitidas pelo urânio eram 
de dois tipos, com diferentes poderes de 
penetração. As menos penetrantes foram
chamadas raios  e as mais penetrantes,
raios . Ele verificou que os raios  eram
positivos e que os raios  eram 
negativos.
Villard, na França, descobriu um terceiro 
tipo de radiação emitida pelas substân-
cias radioativas, muito semelhante ao 
raio X, à qual deu o nome de raio  .
O MODELO DE THOMSON
 Com base no tubo de 
Crookes, Thomson 
mostrou que esses 
feixes tinhas carga.
 Propôs um modelo 
maciço, esférico mas 
divisível
 Um fluido com massa 
positiva e elétrons 
dispersos (modelo do 
pudim de passas)
O MODELO DE RUTHERFORD
O átomo com núcleo 
 Rutherford executou o seguinte experimento:
 Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de 
um detector circular.
 As partículas α foram lançadas através de um 
pedaço de chapa de ouro.
 A maioria das partículas α passaram diretamente 
através da chapa, sem desviar.
 Algumas partículas α foram desviadas com ângulos 
grandes.
 Se o modelo do átomo de Thomson estivesse 
correto, o resultado de Rutherford seria impossível.
O átomo com núcleo
• Rutherford modificou o 
modelo de Thomson da 
seguinte maneira:
– Suponha que o átomo é
esférico mas a carga 
positiva deve estar 
localizada no centro, 
com uma carga negativa
difusa em torno dele.
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
 A energia radiante (luz) é uma modalidade de energia que se 
propaga sob a forma de ondas eletromagnéticas
 Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ; 
amplitude, A; freqüência, ƒ
 Para a luz, velocidade = c (300.000 km/s).
SÉRIES ESPECTRAIS DO HIDROGÊNIO
- O hidrogênio é o elemento mais leve e o que tem o 
espectro mais simples.
- O espectro do hidrogênio tem quatro raias mais ou menos 
intensas que são visíveis aos nossos olhos e várias outras 
que não são.
- A figura abaixo mostra as quatro linhas visíveis.
- Cada raia tem um nome de batismo dado pelos 
espectroscopistas: a vermelha, por exemplo, é a raia H
O espectro do hidrogênio e a série de Balmer
Em 1885, o professor secundário suiço Johann Balmer procurou um
jeito de organizar esses números. Balmer achou uma fórmula 
relativamente simples que condensa todos os dados da tabela 
acima. 
Para a raia vermelha que tem n = 3. Substituindo 32 = 9 na fórmula:
3 = 3644 ( 9 / (9 - 4)) = 6562,8 Angstroms!
O físico sueco Johannes Rydberg, em 1890, generalizou 
com uma fórmula que engloba a fórmula de Balmer e inclui 
todas as raias do espectro do hidrogênio, visíveis ou não:
- nf é um inteiro cujo valor indica que série de linhas a fórmula representa.
- RH = constante chamada de número de Rydberg; RH = 0,0010968 ( A-1).
Para a série de Lyman (ultravioleta), nf = 1; para a série de Balmer (visível), 
nf = 2; para a série de Paschen (infravermelho), nf = 3 etc.
O ESPECTRO DO HIDROGÊNIO
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS
Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos
em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados 
quantum.
 A relação entre a energia e a freqüência é E = h . ƒ onde h é 
a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s).
 O efeito fotoelétrico e fótons
 O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de 
partícula da luz - “quantização”.
 Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no 
qual os elétrons são expelidos do metal.
 Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia 
denominadosfótons.
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 (espécies hidrogenoides e admitiu que os 
elétrons estavam confinados em estados específicos 
de energia. Esses foram denominados órbitas.
O MODELO DE BOHR
 Ao elétron são permitidas somente algumas energias fixas.
 Quando apresenta alguma dessas energias permitidas, 
não irradia energia em seu movimento ao redor do núcleo 
(estado estacionário de energia).
 A cada estado estacionário corresponde uma órbita 
circular. (maior energia → maior o raio de sua órbita.
 Os estados estacionários permitidos, ou seja, as órbitas 
permitidas constituem os níveis de energia do átomo.
 O elétron, ao saltar de um nível de energia E1 para outro 
de maior energia E2 (mais afastado do núcleo), absorve 
um quantum de energia e quando o elétron salta do nível 
de energia E2 para o seu nível de energia primitivo E1, ele 
emite um fóton de energia (sob a forma de uma onda 
eletromagnética.
O MODELO DE BOHR
Teste na Chama
Modelo atômico de Sommerfeld (1916)
MODELO ATUAL
 Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece 
razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
 Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie 
mostrou:
 O momento, m ƒ, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é 
uma propriedade ondulatória. h é a constante de Planck 
(6,626 x 10-34 J s).
 de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com 
efeitos notáveis se os objetos são pequenos.
O PRINCÍPIO DA INCERTEZA
 Heisenberg (1926): Na escala de massa de partículas atômicas, não 
podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a 
velocidade simultaneamente.
 Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição 
simultaneamente.
 Schrödinger (1927): propôs uma equação que contém os termos onda e 
partícula.
 A resolução da equação leva às funções de onda. 
 A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
 O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o 
elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
 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.
 A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. 
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o 
elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
O número quântico azimutal, 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. 
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.
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
Relação entre os valores de n, l e m, até n = 4
 Os orbitais podem ser 
classificados em termos 
de energia para produzir 
um diagrama de Aufbau.
 Observe que o seguinte 
diagrama de Aufbau é 
para um sistema de um 
só elétron.
 À medida que n aumenta,
o espaçamento entre os 
níveis de energia torna-se
menor.
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
Orbitais s
 Todos os orbitais s são esféricos.
 À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
 À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
 Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se 
encontrar um elétron é zero.
 Para um orbital s, o número de nós é n-1
Orbitais p
 Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
 Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de 
um sistema cartesiano. 
 As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e 
+1.
 Os orbitais têm a forma de halteres. 
 À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
 Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
Orbitais d e f
 Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
 Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x
-, y- e z.
 Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos 
eixos x-, y- e z.
 Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
 Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Orbitais e suas energias
 Orbitais de mesma energia 
são conhecidos como 
degenerados.
 Para n ≥ 2, os orbitais s e p 
não são mais degenerados 
porque os elétrons 
interagem entre si.
 Portanto, o diagrama de 
Aufbau apresenta-se 
ligeiramente diferente para 
sistemas com muitos 
elétrons.
Princípio da Construção (Aufbau):
• Método de reproduzir as configurações eletrônicas nos 
estados fundamentais de átomos hidrogenoides 
enchendo-se sucessivamente as subcamadas com 
elétrons numa certa ordem (a ordem da construção). 
• Segundo esse princípio as configurações eletrônicas 
dos átomos se formam pelo preenchimento sucessivo 
das subcamadas na ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 
4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f. 
• Existe um processo gráfico que permite colocar todos 
os subníveis de energia conhecidos em ordem 
crescente de energia.
Diagrama de Madelung
A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na seqüência das 
diagonais
Não vale para átomo 
multieletrônico, pois assas-
sinariamos os termos de 
Russel-Sanders e assim toda 
a espectroscopia foto-
eletrônica.
Configuração de átomos 
multieletrônicos
Energia dos Orbitais
s < p<< d <<<< f
Energia das Camadas
SPIN ELETRÔNICO
 O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada 
linha como um par de linhas minimamente espaçado.
 Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar 
o porquê.
 Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um 
campo magnético e os átomos foram então detectados.
 Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons 
girando em um sentido e uma com os elétrons girando no 
sentido oposto.
 Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número 
quântico de rotação = ± ½.
O princípio da exclusão de Pauli
 DDois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos.
Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
Regra de Hund
 As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons
de um elemento estão localizados.
 Três regras:
 - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
 - Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o 
mesmo orbital (Pauli).
 - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada 
orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um 
segundo elétron (regra de Hund).
Distribuição para Átomos Multieletrônicos
 Para átomos multieletrônico a
distribuição eletrônica segue 
o Diagrama de Energia 
Crescente de Fermi-Dirac;
 Trabalho publicado em 1946, 
baseado em espectroscopia 
fotoeletrônica.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS
 QUÍMICOS - IUPAC
Alguns exemplos de configurações:
17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s1 = [Ar] 3d0 4s1
20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2 = [Ar] 3d0 4s2
21Sc = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 = [Ar] 3d1 4s2
26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 = [Ar] 3d6 4s2
63Eu = 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p64f65d06s2 = [Xe]4f65d 6s24s2
TABELA PERIÓDICA
PROPRIEDADES PERIÓDICASE
Configuração eletrônica e a tabela periódica
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS