Estudo Para a Primeira Prova- Manuela Portela 2016.1

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA
QUÍMICA 
ESTUDO PARA A PRIMEIRA PROVA
Professora Manuela Portela
Discente: Rodrigo F. Schaer
Propriedades Periódicas
Propriedades que colocam os átomos na tabela periódica, ou seja, são características que os elementos seguem que variam dependendo de sua composição eletrônica-nuclear.
Raio Atômico: é basicamente o tamanho do átomo, que depende da força de atração/repulsão elétron-núcleo. Nesse sentido, o raio atômico aumenta de acordo com o número de camadas, mas depende também do número de elétrons presentes na eletrosfera do átomo. Com isso, o raio decresce no período e cresce no grupo -na tabela periódica-.
OBS.: como o átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio pela metade da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa ligação química em estado sólido.
Energia de Ionização: é a energia necessária para remover um elétron de um átomo no estado gasoso, ou seja, quanto maior a força atrativa (menor o raio) maior será essa energia. Outrora, essa energia está estritamente ligada não só à força de atração/repulsão do elétron na camada, mas também ao orbital em que se encontra o elétron de valência, já que um elétron no orbital p, por exemplo, está menos fortemente ligado do que no orbital s. Com isso, é dito que a energia cresce no período e decresce no grupo –na tabela periódica-.
Afinidade Eletrônica: é dita, como a diferença entre a energia do elemento no estado neutro para a energia do mesmo isolado no estado gasoso ao receber um elétron, ou seja, o negativo da entalpia por ganho de elétron (em todo caso, pode ser dita como a energia liberada pelo elemento no estado gasoso captura um elétron). Nesse sentido, depende da força de atração presente na eletrosfera do átomo, já que em um átomo mais atrativo, crê-se que a afinidade seja menor. Com isso, a afinidade eletrônica cresce no período e decresce no grupo –na tabela periódica-.
Eletronegatividade: é definida como uma medida da habilidade de um átomo, em uma molécula, em atrair elétrons para si. Esse parâmetro, criado por Linus Pauling, foi feito para determinar a polaridade de uma ligação [Polaridade= E1 – E2 (diferença das eletronegatividades) ¹], além de poder determinar qual ligação é mais ou menos polar. Com isso, a eletronegatividade cresce no período e decresce no grupo –na tabela periódica-.
¹ * Diferença próxima a zero = ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual)
* Diferença próxima a dois = ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual)
* Diferença próxima a três = ligações iônicas (transferência de elétrons igual ou quase igual)
OBS.: os parâmetros de crescimento e decrescimento foram tomados do referencial: cima para baixo (para grupos) e esquerda para direita (períodos)
Notação de Lewis
É uma notação empírico-esquemática de como se comporta o átomo e seus elétrons de valência em uma ligação química, de acordo com a conectividade.
1º Passo: Monta-se um esquema com os átomos em uma ligação com uma conectividade aceitável.
2º Passo: Soma-se todos os elétrons de valência presentes na ligação
3º Passo: Organiza-se os elétrons, representados por pontos, segundo a regra do octeto, baseando-se no total da soma (passo 2), sem que se falte ou sobre qualquer elétron.
Obs.: Quando se pareia os elétrons, os ligantes podem ser substituídos por um traço (Fórmula de Kekulé), mas deve se manter o par não ligante representados ainda por pontos.
Carga Formal
A carga formal é um número atribuído ao átomo na ligação, usada para definir qual deve ser a estrutura padrão da molécula. 
= X - Y – Z/2
X= Número de elétrons na camada de valência do átomo
Y= Número de elétrons não ligantes
Z= Número de átomos envolvidos em ligações covalentes
Obs.: ¹O cálculo da carga formal tem enfoque no átomo central da molécula.
²A carga formal diz respeito apenas ao átomo, não à molécula, ou seja, é necessário analisar a carga de todos os átomos presentes na molécula, desde que a carga formal do átomo central seja insuficiente para definir a estrutura.
Equação de Schöndinger
HΨ = EΨ 
H= Operador Matemático (Hamiltoniano)
Ψ= Função de Onda (Orbital ~ Nenhum valor físico)
EΨ= Energia de uma função de onda
Ψ^2 = 95% de probabilidade de encontrar o elétron naquela determinada energia da onda (EΨ)
Essa equação só pode ser resolvida para sistema monoeletrônicos (^1H, He+). Para os sistemas polieletrônicos (todos os comuns), a equação podia resolvida com uma aproximação (aproximação de Bohr- Oppenheimer) de forma que o núcleo estaria parado em relação aos elétrons (núcleo estático), ou seja, seria descartada a EΨcinética (EΨtotal = EΨcin e EΨpot) e considerada apenas a energia potencial. Ainda assim, precisou-se estipular um princípio para justificar a estática entre o os elétrons, que foi chamado de princípio da partícula independente, dito por: “um elétron não sente os outros elétrons”.
Com o avanço da teoria, foram criadas novas aproximações mais aceitáveis (Hartree-Folk) até aproximações onde os elétrons não seriam mais independentes. Para resolver esse sistema polieletrônico, foi desenvolvida a Teoria de Ligação de Valência [TLV, ou VB (Valence Bond) ].
Teoria da Ligação de Valência
Desenvolvida por Heitler-London/Linus Pauling e baseada no orbital atômico hibridizado, foi criada para descrever a formação de ligações entre orbitais atômicos.
Orbital Atômico Hibridizado:
Figura 1 Hibridização do Carbono
A ligação é formada pela sobreposição de orbitais que apresentam elétrons desemparelhados e os elétrons devem ter spins opostos.
Dois tipos de sobreposição de orbitais:
Frontal: exatamente no eixo da ligação química (direção internuclear), sendo chamada de ligação sigma (σ), ou primeira ligação
Lateral: quando a ligação decorre da interação lateral de orbitais; a superposição ocorre no plano da ligação química, sendo chamada de ligação pi (π)
OBS.: a ligação pi (π) é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais. A ligação pi é mais fraca e mais fácil de ser rompida, já que só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "p". As ligações pi nunca acontecem sozinhas sem que os átomos também sejam unidos por uma ligação sigma.
Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR)
A VSERPR (ou vésper) é uma ferramenta criada, baseada na notação de Lewis, para prever a geometria das moléculas, ou seja, a forma como a molécula está disposta no espaço. A predição da geometria é feita seguindo os passos:
1º Passo: fazer a estrutura de Lewis para a molécula;
2º Passo: determinar o número estérico (soma de todos os pares ligantes e não ligantes).
3º Passo: Fazer uma disposição arranjando dos pares de elétrons nos vértices de uma figura geométrica, de forma a diminuir ao máximo a repulsão entre os pares solitários.
Figura 2 Tabela da VSEPR
Números Quânticos
São 4 números que determinam a posição do elétron na eletrosfera (endereço do elétron).
O principal (n) indica o nível de energia ou camada do elétron, variando de 1 a 7.
O azimutal (e) indica o subnível, variando de 0 a 3.
O magnético (m) indica a orientação dos orbitais (região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no átomo).
Figura 3 Número Quântico Magnético
O spin (s) indica a orientação do spin: -1/2 para o sentido da seta apontando para cima e +1/2 para o sentido da seta apontando para baixo.
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Referências
VÍDEO: TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES Química Orgânica 1 aula 007 prof. Mário Vasconcellos. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=0-OoMqOqsBc>. Acesso em 03/08/2016
VÍDEO: LIGAÇÃO COVALENTE: TEORIA DE VALÊNCIA Química Orgânica 1 aula 005 Prof. Mário Vasconcellos. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=AcoQdr-jEp0>. Acesso em 03/08/2016
VÍDEO: TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES Química Orgânica 1 aula 007 prof. MárioVasconcellos. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=0-OoMqOqsBc>. Acesso em 03/08/2016
VÍDEO: TEORIA DE LEWIS E CARGA FORMAL Química Orgânica 1 aula 004 Prof.Mário Vasconcellos. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=i6l5arePt18>. Acesso em 03/08/2016
Propriedades Periódicas. Disponível em: <http://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas>. Acesso em 03/08/2016
Princípio da incerteza de Heisenberg. Disponível em: <https://pt.wikipedia.org/wiki/Princ%C3%ADpio_da_incerteza_de_Heisenberg>. Acesso em 03/08/2016
CÁLCULO DA CARGA FORMAL. Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-carga-formal.htm>. Acesso em 03/08/2016
Notação de Lewis. Disponível em: <http://www.explicatorium.com/cfq-9/notacao-de-lewis.html>. Acesso em 03/08/2016
(Exatas) Raio Atômico, Energia de Ionização, Afinidade Eletrônica, Eletronegatividade.... Disponível em: < http://www.ebah.com.br/content/ABAAABsuoAE/exatas-raio-atomico-energia-ionizacao-afinidade-eletronica-eletronegatividade-polarizidade-pt-br>. Acesso em 03/08/2016
TLV - Teoria da Ligação de Valência (Química Orgânica. Disponível em: <http://cadernodefarmacia.blogspot.com.br/2012/03/tlv-teoria-da-ligacao-de-valencia.html>. Acesso em 03/08/2016
Hibridização. Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAANU8AE/hibridizacao>. Acesso em 03/08/2016
Slide 1. Disponível em: <http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/downloads/aulas/aula%2014%20-%20polaridade%20e%20eletronegatividade.pdf>. Acesso em 03/08/2016
Teoria VSEPR. Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/teoria-vsepr/>. Acesso em 03/08/2016
Os Quatro Números Quânticos. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/os-quatro-numeros-quanticos.htm>. Acesso em 03/08/2016
Figura 1. Disponível em: <http://s3.static.brasilescola.uol.com.br/img/2014/09/hibridizacao-do-carbono.jpg>. Acesso em 03/08/2016
Figura 2. Disponível em: <https://davidsonlima.files.wordpress.com/2012/04/a5.png>. Acesso em 03/08/2016
Figura 3. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/upload/conteudo/images/numero-quantico.jpg>. Acesso em 03/08/2016