Quimica Geral I

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Estrutura Atômica
 Modelo atômico de Dalton (1803)
− Toda matéria é composta de partículas 
fundamentais, os átomos;
− Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles 
não podem ser criados nem destruídos;
− Os elementos são caracterizados por seus átomos. 
Todos os átomos de um dado elemento são 
idênticos em todos os aspectos. Átomos de 
diferentes elementos tem diferentes propriedades;
João Politof
Realce
 
Estrutura Atômica
 Modelo atômico de Dalton (1803)
− As transformações químicas consistem em uma 
combinação, separação ou rearranjo de átomos;
 16X + 8Y 8X2Y
 
Estrutura Atômica
 Modelo atômico de Dalton (1803)
− Compostos químicos são formados de átomos de 
dois ou mais elementos em uma razão fixa.
 
Estrutura Atômica
 Tubo de raios catódicos (1850)
A baixas pressões de 
gás, verifica-se que um 
raio deixa o catodo e 
viaja para o anodo
Incandescência 
observada nos pontos 
A, B e C e no gás 
residual do tubo
 
Estrutura Atômica
 Tubo de raios catódicos (1850)
 
Estrutura Atômica
 J.J.Thompson (1887)
− Partículas em raio catódico são carregadas 
negativamente;
− São independentes do material do catodo e sempre 
tem as mesmas propriedades;
− Logo estão presentes em toda a matéria;
− Cálculo da razão carga/massa do elétron:
-1,76 x 108C/g
 
Estrutura Atômica
 Experimento de Millikan (1908)
 
Estrutura Atômica
 Irradiação do ar ao redor das gotículas de óleo;
 Captura dos elétrons pelas gotículas de óleo;
 Aplica-se uma diferença de potencial de forma a 
“frear” o movimento do óleo;
 Determinação da carga nas gotículas-> Múltiplos de 
1,6 x 10-19 C;
 Logo cada elétron carregava 1,6 x 10-19 C;
 Pela sua razão carga/massa, calcula-se que a massa 
do elétron é 9,1 x 10-31 kg.
 
Estrutura Atômica
 Tubo de Raio Canal (1886)
 
Estrutura Atômica
 Raio canal -> Composto por partículas carregadas 
positivamente;
 Tais partículas não são todas iguais, pois possuem 
diferentes cargas -> Múltiplos de 1,6 x 10-19 C;
 CONCLUSÃO: Em tubos de raio catódico e de raio 
canal, os elétrons deixam o catodo em direção ao 
anodo e colidem com as moléculas de gás no tubo, o 
que as deixa com carga positiva;
 Logo moléculas e átomos cnsistem de partículas 
positivas e elétrons com carga negativa.
 
Estrutura Atômica
 Modelo atômico de Thomson (1898)
 
Estrutura Atômica
 Experimento de Rutherford, Geiger e 
Marsden(1911)
 
Estrutura Atômica
 Desvios pequenos -> O átomo de Thomson explica;
 Distribuição difusa de massa -> Partícula alfa não é 
influenciada por baixas concentrações de cargas 
positivas/negativas;
 Desvios grandes -> Partículas alfa que passam 
próximas ao núcleo são fortemente repelidas pela 
carga nuclear.
 
Estrutura Atômica
 Modelo atômico de Rutherford (1911)
Dilema do átomo estável
• O elétron está parado: 
– A atração elétron-núcleo faria o elétron colidir 
com o núcleo;
• O elétron está em movimento nas órbitas de 
Rutherford:
– Movimento acelerado leva a mudança de órbita 
do elétron devido a emissão de luz; 
– Trajetória em espiral também leva a colisão do 
elétron com o núcleo.
Propriedades das ondas
Comprimento de onda (Wavelength, λ) é a distância entre pontos 
idênticos de ondas sucessivas; 
Amplitude é a distância vertical entre a linha do meio da onda ao pico. 
Propriedades das ondas
Frequência (ν) é o número de ondas que passa em um ponto 
particular em 1 segundo (Hz = 1 ciclo/s).
A velocidade (u) da onda = λ x ν
Maxwell (1873) propôs que a luz visível consiste de 
ondas eletromagnéticas
Radiação eletromagnética
é a emissão e transmissão
de energia sob a forma de
ondas eletromagnéticas 
Velocidade da luz (c) no vácuo=3,00 x 108 m/s
Toda radiação eletromagnética
λ x ν = c
Componente do campo elétrico
Componente do campo 
magnético
Espectro eletromagnético
Espectro de linhas
Espectro de linhas
 Final do século XIX → Equação de Rydberg
(1/λ)=ZR((1/n12)-(1/n22)); n2>n1
R-> Constante de Rydberg = 0,010974 nm-1
Z-> Número atômico
Espectro de linhas
Série de Lyman (Ultravioleta)
n1=1 e n2=2,3,4,5....
Série de Balmer (Visível)
n1=2 e n2=3,4,5,6....
Série de Paschen (Infravermelho)
n1=3 e n2=4,5,6,7....
Espectro de linhas
Radiação do corpo negro
 Em temperaturas menores que 600oC, a radiação térmica 
emitida é na região do infravermelho;
 Aumento da temperatura leva a emissão de radiação na 
região do visível;
LEI DE RAYLEIGH-JEANS
P(λ,T)=8pikTλ−4
k é a CONSTANTE DE BOLTZMANN (1,38 X 10-23J/k)
 Planck → Função empírica que se ajusta aos dados 
experimentais considera que a luz é absorvida e emitida 
sob a forma de pulsos discretos de luz → E=hν
Efeito fotoelétrico
Efeito fotoelétrico
• Há independência do valor do potencial fenador 
V0 em relação a intensidade da luz incidente;
• Um fóton transfere energia (hν) para um único 
elétron;
½(mv2)max = eV0 = hν-φ
φ -> Energia necessária para remover o elétron da superfície do 
eletrodo
Os postulados de Bohr (1913)
 Órbitas não 
irradiantes;
 A frequência do fóton 
dada pela 
conservação da 
energia;
 Quantização do 
momento angular.n é o número quântico principalRH é a constante de Rydberg
En = -RH ( )
1
n2
O átomo de Bohr
 Um elétron em um átomo pode ter somente 
certas quantidades específicas de energia
• Estado fundamental → Todos os elétrons estão 
nos níveis de energia mais baixos que lhes são 
disponíveis;
• Estado excitado → O átomo absorve energia de 
uma chama/descarga elétrica e alguns elétrons são 
elevados a níveis de maior energia;
O átomo de Bohr
Estado excitado → Estado fundamental
 hν
E2-E1=Efóton=hν=hc/λ
n é o número quântico principal
RH é a constante de Rydberg
En = -RH ( )
1
n2
O átomo de Bohr
Dualidade onda-partícula
• 1924 – Louis de Broglie
E=mc2
 λ=h/(mv) sendo v a velocidade do elétron
E=hν
 A relação de de Broglie permite calcular o comprimento de 
onda do elétron a partir da sua velocidade
Dualidade onda-partícula
Difração da luz
 λ=650 nm
Distância de fenda / tamanho do obstáculo
700 nm
Dualidade onda-partícula
Difração de elétrons
• Distância de fenda / Tamanho do obstáculo 
 
 1 angstron (10-10 m)
• Estas dimensões estão presentes em um cristal;
• Fendas interatômicas/tamanho atômico.
 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg
“É impossível conhecer simultaneamente e 
com certeza a posição e o momento de uma 
pequena partícula, tal como o elétron.”
 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg
 Determinação da posição do elétron
− Olho humano: Resolve objetos na faixa de 0,1 a 0,2 
mm;
− Objetos menores devem ser visualizados com um 
microscópio;
− Resolução de um microscópio (R) -> Relacionada 
ao tamanho do menor objeto que pode ser 
visualizado;
R ~ 0,6λ
 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg
Luz com λ=550 nm 
Resolve objetos com 300 nm
Para determinar a posição do elétron é preciso diminuir 
o comprimento de onda da luz
Momento do fóton p=h/λ
 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg
 Se o comprimento de onda for diminuído, 
aumenta-se o momento do fóton;
 Assim, o fóton transfere mais momento para o 
elétron aumentando a incerteza do momento do 
elétron;
 Se o comprimento de onda for aumentado, 
diminui-se o momento do fóton e a incerteza do 
momento do elétron;
 Entretanto aumenta-se a incerteza da posiçãodo elétron.
 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg
∆p∆s> h/4pi
 
Ondas estacionárias
 
Mecânica Quântica
1926 – Erwin Schrödinger
Equação de Schrödinger HΨ=EΨ
 
Mecânica Quântica
A resolução desta equação para o átomo de 
hidrogênio fornece um conjunto de funções de 
onda
Descrevem as formas e energias das ondas de 
elétrons
Orbitais Ψ(r, θ, φ) = R(r)Θ(θ)Φ(φ) 
 
Mecânica Quântica
Funções radiais para o átomo de hidrogênio 
Orbital 1s -> R(r) = 2(Z/a0)3/2e-Z*r/a0
Orbital 2s -> R(r) = (2/(2*21/2))(Z/a0)3/2(2-(Z*r/a0))e-Z*r/2a0
Orbital 2p -> R(r) = (2/(2*61/2))(Z/a0)3/2(Z*r/a0)e-Z*r/2a0
sendo Z o número atômico e a0 o raio da primeira orbita de Bohr
 
Mecânica Quântica
Probabilidade de se encontrar o elétron em 
determinada região ao redor do núcleo
Ψ2 −> Função densidade de probabilidade
 
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
n é o número quântico principal
n = 1, 2, 3, 4, ….
Distância de elétron ao núcleo
Níveis de energia
 
Orbital 1s
 
Mecânica Quântica
Funções angulares para o átomo de hidrogênio
 Orbital s -> Θ(θ)=(1/(4pi))1/2
Orbital pz -> Θ(θ)=(3/(4pi))1/2cosθ
Orbital dz2 -> Θ(θ)=(5/(16pi))1/2(3*cos2θ−1)
 
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
l é número quântico de momento angular
Para determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0 ou 1
n = 3, l = 0, 1, ou 2
l = 0 s orbital
l = 1 p orbital
l = 2 d orbital
l = 3 f orbital
Forma do volume de espaço que o elétron 
ocupa
 
Orbital s
l=0
Orbital p
l=1
Orbital d
l=2
 
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
ml é o número quântico magnético
Para determinado valor de l
ml = -l, …., 0, …. +l
se l = 1 (p orbital), ml = -1, 0, ou 1
se l = 2 (d orbital), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2
Orientação do orbital no espaço
 
ml = -1 ml = 0 ml = 1
ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2
 
Mecânica Quântica
Experimento Stern-Gerlach
 
Mecânica Quântica
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
ms é o número quântico de spin
ms = +½ ou -½
ms = +½ ms = -½
Evidenciado pelo 
desdobramento das linhas dos 
espectros de emissão dos 
átomos de hidrogênio sob 
influência de um campo 
magnético externo
 
Paramagnetico
Elétrons desemparelhados
Diamagnetico
Todos os elétrons emparelhados
 
Distribuição eletrônica
 Regra de Hund:
 A configuração eletrônica mais estável para orbitais 
de uma mesma subcamada é aquela em que existe 
o maior número possível de elétrons com spins 
paralelos (não emparelhados).
 
 Princípio da exclusão de Pauli:
 Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro 
números quânticos em qualquer átomo
 
 
Distribuição eletrônica
 Princípio de Aufbau (Preenchimento):
 Preenchimento elétron a elétron se dá iniciando-se 
pelos níveis e subníveis de menor energia (isto é 
mais próximos do núcleo).
 
Energia dos orbitais no átomo multi-eletrônico
Distribuição eletrônica
Princípio de Aufbau
 
Distribuição eletrônica
Ca(Z=20) [Ar] 4s2
Sc(Z=21) [Ar] 4s23d1
Ti(Z=22) [Ar] 4s23d2
V(Z=23) [Ar] 4s23d3
Cr(Z=24) [Ar] 4s13d5
Mn(Z=25) [Ar] 4s23d5
Fe(Z=26) [Ar] 4s23d6
Co(Z=27) [Ar] 4s23d7
Ni(Z=28) [Ar] 4s23d8
Cu(Z=29) [Ar] 4s13d10
Zn(Z=30) [Ar] 4s23d10
Cátions metálicos
Ca2+ [Ar]
Zn2+ [Ar] 3d10
Fe2+ [Ar] 3d6
Fe3+ [Ar) 3d5
 
Tabela Periódica
 1864 – John Newlands
− Lei das Oitavas -> Ordenamento de massas atômicas 
mostrava que cada elemento apresentava propriedade 
semelhante com o oitavo elemento da sequência;
 1869 – Dimitri Mendeleev e Lothar Meyer
− Agrupamento dos elementos em ordem de massa atômica e 
de acordo com as suas propriedades;
Problema: Ordenamento por massa atômica não 
é apropriado na previsão de propriedade
Ar -> 39,95 u (gas nobre)
K -> 39,10 u (metal alcalino)
João Politof
Realce
 
Tabela Periódica
Lei Periódica
 Quando os elementos são listados em ordem 
crescente de número atômico, é observada 
uma repetição periódica em suas 
propriedades
 
Tabela Periódica
 
 Configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos
 
Periodicidade
 Configuração eletrônica
Bloco s
 
Periodicidade
 Raio atômico
 
Periodicidade
(a) Raio não-ligante (Raio de van der Waals):
Determinado cristalograficamente para uma amostra sólida;
(b) Raio ligante (Raio covalente)
 Definido como a metade da distância entre os núcleos de 
átomos quimicamente ligados;
Raio ligante < Raio não-ligante
 
 
 
Carga nuclear efetiva
Zef=Z-S
sendo Z a carga nuclear e S a constante de blindagem
100% de blindagem -> S é o número de elétrons do cerne
No.elétrons do cerne ->No.elétrons totais – No.elétrons de valência
 
 
Mas os elétrons do cerne não blindam em 100% 
Logo 0 < S < Z
 
Regras de Slater
 Para elétrons em orbitais ns ou np:
− Escreva a configuração do elemento da seguinte 
forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)...
− Os elétrons em grupos a direita não contribuem em 
nada no cálculo de S;
− Os outros elétrons no grupo (nsnp) blindam de 0,35 
cada;
− Todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 
cada;
− Todos os elétrons do nível n-2 blindam de 1,00 
cada. 
 
Regras de Slater
 Para elétrons em orbitais nd ou nf:
− Escreva a configuração do elemento da seguinte 
forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)...
− Os elétrons em grupos a direita não contribuem em 
nada no cálculo de S;
− Os outros elétrons no grupo (nd) ou (nf) blindam de 
0,35 cada;
− Todos os elétrons a esquerda do grupo (nd) ou (nf) 
blindam de 1,00 cada. 
 
Raio atômico
 Comportamento ao longo do período:
− Da esquerda para a direita da tabela periódica, a 
carga nuclear aumenta, mas n, o número quântico 
principal do nível de valência, permanece o 
mesmo;
− Assim, o efeito de blindagem é menor que o efeito 
do aumento da carga nuclear;
− Com isso Zef aumenta da esquerda para a direita e 
o raio atômico diminui neste sentido. 
 
Raio atômico
 Comportamento ao longo do grupo:
− De cima para baixo na tabela periódica, a carga 
nuclear e n, o número quântico principal do nível de 
valência, aumentam;
− O aumento de n leva a um aumento da distância 
dos elétrons de valência ao núcleo;
− Zef aumenta de forma menos efetiva: Z S 
Zef ->H=1,0; Li=1,3; Na=2,2; K=2,2; Rb=2,2
− Desta forma o raio atômico aumenta de cima para 
baixo.
 
Raio atômico
Variação de raio com o número atômico
 
Raio atômico X Raio iônico
 
Raio iônico
 
Raio iônico (em pm)
 
Formação de íons
 Ganho de 
elétrons leva a 
uma 
configuração de 
gás nobre
 Perda de elétrons 
leva a uma 
configuração de 
gás nobre
 
Formação de íons
 
Periodicidade
 Energia de ionização (I)
− É a mínima energia necessária para remover um 
elétron de um átomo gasoso no estado fundamental
 I1 é a 1a energia de ionização
 I2 é a 2a energia de ionização
 I3 é a 3a energia de ionização
 
Energias de ionização (em kJ/mol)
 Z Elemento 1a 2a 3a 4a 5a 6a
 
Energia de ionização (I)
 As 1as, 2as, 3as ... Is serão sempre menores que 
as 2as, 3as, 4as... Is, respectivamente;
 É sempre um valor positivo;
 É preciso fornecer energia para superar a 
atração elétron-núcleo:E = k*(Zef*qelétron)/r
 
Energia de ionização (I)
 Comportamento ao longo do período:
− Da esquerda para a direita da tabela periódica, Zef 
aumenta mas r diminui, o que leva a um aumento da 
energia de ionização neste sentido;
 Comportamento ao longo do grupo:
− De cima para baixo em um grupo da tabela periódica, r 
aumenta mas Zef pouco se altera, o que leva a uma 
diminuição da energia de ionização neste sentido.
 
 
Energia de ionização (I)
Variação da 1a energia de ionização com no atômico
 
Energia de ionização (I)
 A primeira energia de ionização do boro é menor;
 Está sendo retirado um elétron de um subnível p 
blindado por 4 elétrons do cerne;
 Para o berílio a blindagem é de apenas dois elétrons;
 Em orbital p a densidade eletrônica encontra-se 
menos próxima ao núcleo do que em um orbital s.
 
Energia de ionização (I)
 A configuração eletrônica do subnível 2p (p3) do 
nitrogênio apresenta estabilidade especial (subnível 
semi-preenchido);
 Esta mesma configuração é atingida pelo oxigênio 
após a 1a energia de ionização. 
 
Periodicidade
 Afinidade eletrônica (EA)
− É o negativo da variação de energia que ocorre 
quando um elétron é aceito por um átomo gasoso 
no estado fundamental.
 
Afinidade eletrônica (EA)
 Comportamento ao longo do período:
− Da esquerda para a direita da tabela periódica, Zef 
aumenta mas r diminui, o que leva a um aumento da 
afinidade eletrônica neste sentido;
 Comportamento ao longo do grupo:
− De cima para baixo em um grupo da tabela periódica, r 
aumenta mas Zef pouco se altera, o que leva a uma 
diminuição da afinidade eletrônica neste sentido.
 
 
Afinidades eletrônica (em kJ/mol)
 
Afinidade eletrônica (EA)
 
Afinidade eletrônica (EA)
 Grupo 2A: A adição de um elétron a um dos 
elementos deste grupo leva a mudança de subnível 
de preenchimento;
 Grupo 5A: A adição de um elétron a um dos 
elementos deste grupo leva a perda da configuração 
p3 e aumenta a repulsão elétron-elétron (2 elétrons em 
um mesmo orbital p);
 2 o período: Elementos pouco polarizáveis, nuvem 
eletrônica pouco se deforma na adição do elétron.
 
Ligações químicas
− Forças que unem átomos formando moléculas, 
agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.
− São de três tipos:
 Iônica
Covalente
Metálica
 
 Elétrons de valência são os elétrons que 
pertencem a camada mais externa do átomo. 
São aqueles que participam da ligação química.
 Grupo Conf. Eletrônica no é valência
 
Regra do Octeto
− Os átomos dos gases nobres possuem uma 
camada de valência especialmente estável 
(ns2np6). Os outros átomos ganham ou perdem 
elétrons para atingir esta configuração.
 
Símbolos de Lewis
G.N.Lewis (1916) -> Desenvolveu um método de 
colocar elétrons em átomos, íons e moléculas
O símbolo de Lewis para um átomo consiste no seu 
símbolo químico, rodeado por um número de 
pontos correspondentes ao número de elétrons da 
camada de valência do átomo
João Politof
Realce
 
 
Ligação iônica
 Na ligação iônica, as forças eletrostáticas 
atraem os íons de cargas opostas.
Formação do cátion
Formação do ânion
Formação do par iônico
Processo total é a carga do cátion
é a carga do ânion
r é a distância entre 
cátion e ânion
João Politof
Realce
 
Energia Reticular
 É a energia requerida para separar completamente 
um composto iônico sólido em íons no estado 
gasoso:
MA(s) M+(g) + A-(g)
 sendo M um metal e A um ametal.
 
Energia Reticular
Composto ER(kJ/mol) Ponto de fusão (oC)
 
Energia Reticular
Energia potencial 
elétrica do par iônico
 A energia reticular aumenta com aumento de Q 
e diminui com o aumento de r
 ER (kJ/mol)
 
Energia Reticular
Ciclo de Born-Harber
total
 
Ligação covalente
 A ligação covalente é a ligação química em que 
dois ou mais elétrons são compartilhados por 
dois átomos
E -> Energia potencial
r-> distância internuclear
H• •H
H• •H
 H••H
Comprimento de ligação
Energia 
de 
ligação
(1)(2)(3)
(1) -> Aproximação dos 
átomos leva a diminuição 
de energia devido a 
atração entre os elétrons 
da ligação e os núcleos;
(2) -> Repulsão 
internuclear começa a 
ocorrer mas interações 
atrativas são mais 
importantes;
(3) -> Distâncias 
internucleares menores 
levam ao aumento de 
energia devido a 
repulsão internuclear.
 
Ligação covalente
Energia de ligação
É a quantidade de energia que tem que ser fornecida 
para separar os átomos.
Comprimento de ligação
É a distância internuclear onde a energia é mínima.
 
Valores de energia e comprimento de ligação
Ligação CL (pm) EL (kJ/mol)
H-H 75 436
C-H 107 414
C-C 154 347
O-H 96 460
C-O 143 351
 
Estruturas de Lewis de compostos 
covalentes
Ligação simples – F2
 
 H2O
Ligação simples
 
Ligação dupla – CO2
Ligação tripla – N2
 
Exceções a regra do octeto
− Octeto incompleto
 
− Moléculas com no ímpar de é
− Octeto expandido
 
Ligação covalente
 Como desenhar estruturas de Lewis?
− 1opasso: Decidir quais átomos estão ligados entre 
si;
− 2opasso: Contar todos os elétrons de valência dos 
átomos; se a espécie for um íon, adicione 1 é para 
cada carga negativa ou subtraia 1 é para cada 
carga positiva;
− 3opasso: Colocar 1 par de é em cada ligação;
− 4opasso: Completar os octetos dos átomos ligados 
ao átomo central;
− 5opasso: Colocar os elétrons restantes no átomo 
central (aos pares);
− 6opasso: Se o átomo central ainda não atingir o 
octeto, formar ligações múltiplas.
 
Ordem de ligação (OL)
 É o número de ligações covalentes que existem 
entre um par de átomos.
C C
H
H
H
H
H
H C C
H
H H
H
C CH H
 OL CC=1 OL CC=2 OL CC=3 
 
 Quando a ordem de ligação aumenta:
− Há aumento de densidade eletrônica no espaço 
internuclear, aumentando as atrações núcleo-
elétrons, o que une ainda mais os átomos;
− Assim o comprimento de ligação (CL) diminui com 
o aumento da ordem de ligação (OL):
OL↑ CL↓
 
 Quando a ordem de ligação aumenta:
− Torna-se mais difícil de se separar os átomos da 
ligação;
− Assim o aumento da ordem de ligação (OL) leva ao 
aumento da energia de ligação (EL):
OL↑ EL↑
 
Ressonância
 A estrutura de ressonância (ou forma canônica) é 
uma das duas ou mais estruturas de Lewis para 
uma única molécula que não pode ser 
representada acuradamente por uma única 
estrutura.
OLOO = (3 ligações)/(2 estruturas) = 1,5
 
 
Estruturas de ressonância para o CO32-
OLCO = ?
 
Híbridos de ressonância
O N O
o o
-1
N
O
O O
-1
 
Eletronegatividade
 É a habilidade de um átomo em atrair para si os 
elétrons em uma ligação química
Aumento de eletronegatividade
A
um
en
to
 d
e 
el
et
ro
ne
ga
tiv
id
ad
e
 
Linus Pauling -> Escala de eletronegatividades
− Observou que quando átomos de diferentes 
eletronegatividades são combinados sua ligação é mais 
forte que o esperado;
− Esta diferença da força de ligação é atribuída à atração 
entre as cargas parciais presentes no dipolo da ligação.
H F Momento de dipolo, µ
µ=δ.CL
CL -> comprimento de ligação
 
Diferença de 
eletronegatividade
%
 C
ar
át
er
 iô
ni
co
Diferença Tipo de ligação 
de eletronegatividade0 Covalente
0< e <2 Covalente polar
>2 Iônica
 
Geometria dos pares eletrônicos
João Politof
Realce
 
tetraédrica
trigonal
bipiramidal
Octaédrica
 
Método da repulsão dos pares 
eletrônicos da camada de valência
Um arranjo geométrico de ligantes ao redor do 
átomo central é determinado somente pelas 
repulsões entre os pares eletrônicos da 
camada de valência do átomo central 
Os pares de elétrons assumem 
posições de forma que as repulsões 
entre eles sejam mínimas
 
Geometria molecular
C OO
BeCl Cl
João Politof
Realce
 
Geometria molecular
B
Cl
Cl Cl
 
C
H
H H
H
tetraédrica
 
trigonal
bipiramidal
P
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
 
 
Octaédrica
S
F
F
F F
F F
 
Polaridade molecular
H F
δ+ δ−
Região pobre
em elétrons
Região rica
em elétrons
µ=δ.l
Unidade de µ
1 Debye(1 D) = 3.36 x 10-30 C m
 
Polaridade molecular
 
Polaridade molecular
Polar Polar
Apolar X
 
Polaridade molecular
Cl
ClCl Cl
Cl
Cl Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Apolar
 
Polaridade molecular
CH2Cl2
 
Polaridade molecular
Momento de dipolo = 1,46 D
 
Polaridade molecular
BF3
Apolar
 
Teoria da Ligação de Valência
S
O
O O
S
O
O O
SO3
-1 -1
+2
(I) (II)
Qual a estrutura mais correta?
ou
 
Teoria da Ligação de Valência
 
Teoria da Ligação de Valência
 Energia de ligação Comprimento de ligação Overlap
Quando dois átomos formam uma ligação covalente, há “overlap” 
entre seus orbitais atômicos
1SHa 1SHb
Overlap
 
Teoria da Ligação de Valência
 A força da ligação covalente é proporcional a 
intensidade de “overlap” entre os orbitais. 
Quanto maior o grau de “overlap”, mais forte a 
ligação;
 Dois elétrons com spins pareados são 
compartilhados entre os orbitais em “overlap”, 
com a densidade eletrônica concentrada entre 
núcleos.
 
Teoria da Ligação de Valência
NH3
Se as três ligações NH da amônia forem realizadas com os três 
orbitais p do nitrogênio, então o ângulo de ligação previsto é de 90o
Mas o ângulo de 
ligação da amônia 
é de 107o !!!
 
Teoria da Ligação de Valência
Hibridização
− Mistura de dois ou mais orbitais atômicos para 
formar um novo conjunto de orbitais híbridos;
− O número de orbitais híbridos é igual ao número de 
orbitais atômicos puros utilizados no processo de 
hibridização;
− Ligações covalentes sigma são formadas por:
 “Overlap” de orbitais híbridos com orbitais atômicos 
puros;
 “Overlap” de orbitais híbridos com outros orbitais 
híbridos;
 
Teoria da Ligação de Valência
Formação dos orbitais híbridos sp3
Hibridização
Ângulo entre os orbitais sp3 = 109,5o
 
Teoria da Ligação de Valência
CH4
 
Teoria da Ligação de Valência
107o está mais próximo de 109,5o ou de 90o?
 
Teoria da Ligação de Valência
 Orbitais híbridos ligantes sp3 tem, cada um, 
25% de caráter S e 75% de caráter P;
 No NH3 , o orbital híbrido não ligante é maior 
que um orbital híbrido ligante, logo ele tem 
maior caráter S (> 25%);
 Assim os orbitais híbridos restantes tem maior 
caráter P. Por esta razão o ângulo de ligação 
pode ser menor do que 109,5o.
 
Teoria da Ligação de Valência
Formação dos orbitais híbridos sp2
 
Teoria da Ligação de Valência
Formação dos orbitais híbridos sp
 
Teoria da Ligação de Valência
sp3d sp3d2
 
Teoria da Ligação de Valência
 Ligações multiplas
− Hibridização sp2 do átomo de carbono
Hibridação
Promoção de um 
elétron
 
Teoria da Ligação de Valência
2pz
2sp2
 
Teoria da Ligação de Valência
Etileno
 
Teoria da Ligação de Valência
 Ligação pi (pi)
− Densidade eletrônica situada acima e abaixo do 
plano contendo os núcleos.
 Ligação sigma (σ)
− Densidade eletrônica situada entre os dois núcleos 
dos átomos em ligação.
 
Teoria da Ligação de Valência
− Hibridização sp do átomo de carbono
Hibridação
Promoção de um 
elétron
 
Teoria da Ligação de Valência
Acetileno
 
Teoria dos Orbitais Moleculares
Interferência 
construtiva
Interferência 
destrutiva
 
Interferência construtiva
Ψ1sa + Ψ 1sb σ 1s ligante
Interferência destrutiva
Ψ1sa − Ψ 1sb σ 1s* antiligante
Elétrons nestes orbitais estabilizam a molécula
Elétrons nestes orbitais desestabilizam a molécula
 
Ha Hb
 H2
Diagrama de energia do H2
 
Interferência construtiva
Ψ 2pxa + Ψ 2pxb σ 2px ligante
Interferência destrutiva
Ψ 2pxa − Ψ 2pxb σ∗ 2px antiligante
 
Interferência construtiva
Ψ 2pza + Ψ 2pzb pi 2pz ligante
Interferência destrutiva
Ψ 2pza − Ψ 2pzb pi∗ 2pz antiligante
 
Diagrama de energia para B2, C2 e N2
 
OL
CL (pm)
EL (kJ/mol)
 
Orbitais moleculares deslocalizados podem ser 
estendidos além de dois núcleos
Benzeno
Carbonato
 
Ligação metálica
 
 
 
 
 
 
Propriedades metálicas
Alta refletividade: elétrons realizam transição para 
níveis acima do de fermi absorvendo luz e a 
emitem em seguida, no mesmo comprimento de 
onda, devido a sua imediata transição de volta;
Condutividade térmica e elétrica: movimento 
eletrônico na banda de condução;
Capacidade de deformação: movimento eletrônico 
permite o rearranjo dos elétrons após a aplicação 
de tensão mecânica de modo a manter os átomos 
ligados.
 
Forças Dipolo-Dipolo
Orientation of Polar Molecules in a SolidOrientação de moléculas polares em um sólido
E α 1/r3
 
Forças Íon-Dipolo
Ion-Dipole Interaction
E α 1/r2
 
Forças Íon-Dipolo
Interação 
forte
Interação 
fraca
 
Forças Íon-Dipolo
 
Ligação Hidrogênio
Estrutura 3-D 
do gelo
E α 1/r3
 
Forças de Curta Distância
E α 1/r4
E α 1/r6
Dipolo instantâneo-Dipolo induzido
Dipolo
Dipolo induzido
Dipolo induzidoCátion
 
Pontos de ebulição de alguns 
cloretos (oC)
LiCl 1380 BeCl2 490 BCl3 12 CCl4 76
NaCl 1440 MgCl2 1400 AlCl3 183 SiCl4 57
KCl 1380 CaCl2 1600 ScCl3 1000 TiCl4 136
 
Compostos de Coordenação
 Um composto de coordenação consiste de um 
íon complexo e um contra íon;
 Um íon complexo contém um cátion metálico 
ligado a moléculas e íons.
João Politof
Realce
 
 As moléculas e íons ligados ao cátion metálico 
são conhecidos como ligantes;
 Um ligante tem no mínimo um par de elétrons 
livre.
 O átomo no ligante que realiza ligação com o 
metal é o átomo doador.
 
 Ligantes monodentados
 Ligantes bidentados
 
 Ligante polidentado
Complexo de chumbo com EDTA
 
 O número de átomos doadores ao redor do 
cátion metálico é o número de coordenação
 NC=2 NC=4 NC=4 NC=6
 Linear Tetraédrica Quadrado Plano Octaédrica
 
Isomeria
Isomeria estrutural: Compostos tem diferentes 
ligações
– Isomeria de ligação: Ligante é capaz de 
coordenar o metal de duas formas diferentes;
• Exemplos: Ligantes NO2- e SCN-
– Isomeria de esfera de coordenação: Diferenças 
quanto a alguns ligantes poderem estar ou não 
na esfera de coordenação
• Exemplo: Composto CrCl3(H2O)6
[Cr(H2O)6]Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2.H2O [Cr(H2O)4Cl2]Cl.2H2O
 
Isomeria
Estereoisomeria: Compostos temas mesmas 
ligações mas diferem nos arranjos espaciais 
– Isomeria geométrico: Estruturas não são a 
imagem especular uma da outra
 
– Isomeria ótica: Estruturas são a imagem 
especular uma da outra e não são 
superponíveis.
Quiral Aquiral
 
Ligação química em 
compostos de coordenação
 
Teoria do campo cristalino
• Elétrons d do íon metálico sentem uma 
repulsão dos ligantes;
• Ligantes são pontos negativos de carga;
• Primeira etapa: os cinco orbitais d aumentam 
em energia pela presença das cargas 
pontuais;
• Segunda etapa: para a aproximação de seis 
ligantes pelos eixos cartesianos, há um 
desdobramento de campo → quebra da 
degenerescência dos orbitais d.
 
Campo cristalino octaédrico
 
 
 
Campo fraco Campo forte
 Alto spin Baixo spin
d 4
d 5
d 6
d 7
[CoF6]3- → Paramagnético
[Co(CN)6]3- → Diamagnético
 
Série espectroquímica
 Campo fraco Campo forte
 Alto spin Baixo spinOutros fatores que afetam 
o campo:
Estado de oxidação do 
íon central;
O tipo de campo;
A configuração eletrônica 
do íon central.
 
Campo cristalino tetraédrico
 
Campo cristalino quadrado plano
 
Aplicações
• Sistemas biológicos
 
Aplicações
• Terapia anti-câncer → Cisplatina
 
Aplicações
• Catálise
 
Nomenclatura
• Ligantes
– Íons terminados em -eto, -ido → sufixo -o
• Cloreto → cloro
• Hidróxido → hidroxo
• Cianeto → ciano
– Íons terminados em -ato, -ito → sufixos 
permanecem
• Nitrito → Nitro ou nitrito
• Tiocianato → Tiocianato
 
Nomenclatura
• Complexo
– Ligantes são escritos primeiro;
– O no de oxidação do átomo central é escrito no 
final do nome , com numeral romano e entre 
parênteses;
– Com mais de um tipo de ligante:
• Os neutros são escritos depois
• Respeita-se a ordem alfabética
– Em complexos aniônicos, é colocada a 
terminação -ato, após o nome do íon. 
– H2O → aquo; NH3-> amin
 
Estequiometria
João Politof
Realce
 
Lei da Conservação da Massa
Antonie Lavoisier (1789)
 “Podemos formula-la como uma máxima 
 incontestável que, em todas as operações 
 artificiais e naturais, nada se cria; existe a 
mesma quantidade de matéria antes e depois do 
experimento”
OU
A massa total de uma substância presente ao final de 
uma reação química é a mesma massa total do início da 
reação
 
Micro Macro
 Átomos e moléculas gramas 
 
Massa atômica É a massa relativa a um átomo →
expressa em unidade de massa (u);
Massa molecular É a soma das massas atômicas dos →
átomos da fórmula química de uma substância e 
também é expressa em unidade de massa (u);
1u = 1,33053873 x 10-24gramas
Por definição:
1 átomo de 12C 12 → u
 
Lítio natural é composto de 7,42 % de 6Li (6,015 
u) e de 92,58% de 7Li (7,016 u)
Logo a massa atômica ponderada do lítio é a 
seguinte:
6,941 u
 
Massa atômica média 
 
1 mol é a quantidade de substância que contém 
tantos objetos (átomos ou moléculas) quanto 
números de átomos em exatamente 12 gramas 
de 12C isotopicamente puro
NA → Número de Avogrado
Amedeo Avogrado
 
Massa molar → É a massa em gramas de 1 mol 
de certa substância, expressa em gramas por mol 
(g/mol)
A massa molar (em g/mol) de uma substância é 
sempre numericamente igual a sua massa 
molecular ( em u)
1 mol 12C = 12,00 g de 12C
1 mol de lítio = 6,941 g de Li
 
1 mol de:
 
Gramas Mols Fórmulas unitárias
Use 
massa 
molar
Use no. de 
Avogrado
 
Quantos átomos há em 0,551 g de 
potássio?
 
Calcule a quantidade de matéria em 5,380 g 
de C6H12O6
1 mol de C6H12O6 → 180 g
No mols de C6H12O6 = 5,380 g x 1 mol
 180 g 
 0,02989 mols
 
Quantas moléculas há em 5,23 g de 
C6H12O6 ?
1 mol de C6H12O6 → 180 g
1 mol → 6,022 x 1023 moléculas de C6H12O6
No moléculas de C6H12O6 = 5,23 g x 1 mol x
 180 g
x 6,022 x 1023 moléculas
1 mol 
1,75 x 1022 moléculas
 
Calcule a massa em gramas de 0,433 mol 
de nitrato de cálcio.
1 mol de Ca(NO3)2→ 164,1 g
Massa de Ca(NO3)2 = 0,433 mol x 164,1 g 
 1 mol 
71,1 g de Ca(NO3)2
 
Composição percentual (%) → É a porcentagem 
em massa de cada elemento em um composto
% = n x massa atômica do elemento x 100%
 Massa molar do composto
sendo n o número de mols do elemento em um 
mol do composto
 
Calcule a composição percentual em massa 
dos elementos H,O e P no ácido 
ortofosfórico (H3PO4)
1 mol de H3PO4 → 97,99 g
%H = 3x(1,008 g) x 100% = 3,086%
 97,99 g
%P = 30,97 g x 100% = 31,61%
 97,99 g
%O = 4x(16,00 g) x 100% = 65,31%
 97,99 g
 
Fórmula mínima → Diz o número relativo de 
átomos de cada elemento que ela contém
Porcentagem 
em massa 
dos 
elementos
Gramas de 
cada 
elemento
Supor 100 g de amostra
Use massas 
atômicas
Mols de 
cada
elemento
Calcular razão molar
Fórmula 
mínima
 
O ácido ascórbico é constituído por 40,92% de 
carbono (C), 4,58% de hidrogênio (H) e 54,50% 
de oxigênio (O). Determine sua fórmula mínima.
Em 100 g de ácido ascórbico, há 40,92 g de C, 4,58 g 
de H e 54,50 g de O. Logo a proporção relativa dos 
elementos é dada utilizando a massa molar de cada 
elemento:
nomols de C na fórmula min. = 40,92 g x 1 mol = 3,41
 12,00g
nomols de H na fórmula min. = 4,58 g x 1 mol = 4,54
 1,008g
nomols de O na fórmula min. = 54,50 g x 1 mol = 3,41
 16,00g
 
 
Agora, divide-se os valores de no de mols obtidos pelo 
menor (3,41):
C: 3,41 = 1 H: 4,54 = 1,33 O: 3,41 = 1
 3,41 3,41 3,41
Desta forma obtem-se a seguinte proporção entre os 
elementos que compõem o ácido ascórbico:
C1H1,33O1
Para se obter a fórmula mínima, recorre-se ao método 
de tentativa e erro para transformar 1,33 em número 
inteiro. Ao multiplicarmos por 3, obtém-se 3,99 ~4. 
assim multiplicam-se também os subscritos do carbono 
e oxigênio, de forma que a fórmula mínima fica:
C3H4O3
 
Determinação da fórmula mínima
Análise elementar
 
Fórmula molecular → Obtida a partir da fórmula 
mínima pela multiplicação dos índices inferiores 
da fórmula mínima por um número inteiro
Este número inteiro é obtido comparando-se a massa da 
fórmula mínima com a massa molecular.
Para o ácido ascórbico, a massa da fórmula mínima é de 
88,0 u enquanto que a massa molecular experimental é 
de 176 u. Assim fazendo 176 u =2, obtêm-se o numero 
 88,0 u
inteiro necessário para obtenção da fórmula molecular. 
Logo esta é dada como 
C6H8O6
 
Espectrometria de massas
 
Um processo em que uma ou mais substância é 
transformada em uma ou mais substâncias é uma 
reação química
Uma equação química utiliza símbolos químicos 
para mostrar o que ocorre na reação química 
 
Balanceamento de equações 
químicas
• Escrever as fórmulas corretas dos reagentes no lado 
esquerdo e as fórmulas corretas dosprodutos no 
lado direito;
• Mude os números na frente das fórmulas (os 
coeficientes) para fazer com que o número de 
átomos de cada elemento seja o mesmo nos dois 
lados da equação. Não mude os subscritos.
 E NÃO
 
Balanceamento de equações 
químicas
• Balanceie primeiro os elementos que aparecem em 
um reagente e em um produto
Começar com carbono e hidrogênio, mas não com 
oxigênio:
 
Balanceamento de equações 
químicas
• Balanceie os elementos que aparecem em dois ou 
mais reagentes ou produtos:
 2 4 3
 7
Logo multiplica-se O2 por 7/2:
 
Balanceamento de equações 
químicas
• Cheque com o intuito de ver se há o mesmo número 
de átomos de cada elemento a esquerda e a direita 
da equação química
 
• Estequiometria → Estudo quantitativo de reagentes 
e produtos em uma reação química;
Método do mol 
Os coeficientes estequiométricos de cada substância em 
uma equação química são equivalentes aos seus 
correspondentes números de mols.
 
Considere a seguinte reação:
 Se 209 gramas de metanol são utilizados na 
combustão qual massa de água é produzida?
 2 mols de metanol são estequiometricamente 
equivalentes a 4 mols de água 
 
Reagente limitante → Consumido em primeiro 
lugar em uma reação química.
 A quantidade máxima de produto formado depende da 
quantidade inicial deste reagente
Reagente em excesso
 
 Em um processo, 124 g de Al reagem com 
601 g de Fe2O3. Calcule a massa de Al2O3 
formada.
Massa molar Al = 27 g; Massa molar Al2O3 = 102 g
Massa molar Fe2O3 = 160 g
no. mols Al = 124 g x 1 mol = 4,60 mols
 27 g
no. mols Fe2O3 = 601 g x 1 mol = 3,75 mols
 160 g
Razão coef. Estequiométricos Al = 2
 Fe2O3
Razão no. mols Al = 4,60 = 1,22 => 
 Fe2O3 3,75
Logo o Al é o 
reagente limitante
 
 2 mols Al são estequiometricamente equivalentes a 1 
mol de Al2O3
Massa Al2O3 = 4,60 mols Al x 1 mol Al2O3 x 102 g Al2O3 
 2 mols Al 1 mol Al2O3 
 
 234 g de Al2O3 
 
 
Rendimento percentual
 Rendimento teórico → Quantidade de produto 
formada calculada quando todo reagente limitante 
foi consumido;
 Rendimento real → Quantidade de produto de fato 
obtida em uma reação;
Rendimento percentual = x 100%
 
 
 Considerando a reação:
Fe2O3(s) + CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
 Tendo Fe2O3 como reagente limitante (150 g), 
qual é o rendimento teórico de Fe? Se o 
rendimento real foi de 87,9 g, qual é o 
rendimento percentual?
Massa Fe = 150 g Fe2O3 x 1 mol Fe2O3 x 2 mol Fe x 56 g Fe
 160 g Fe2O3 1 mol Fe2O3 1 mol Fe
105 g Fe
Rendimento percentual = 87,9 g x 100% = 83,7%
 105 g
 
 
 
 
 
 
Química Nuclear 
partícula a 
Número de massa 
Número atômico 
Símbolo do elemento 
Número de massa = Número de prótons + Número de neutrons 
 
Número atômico = Número de prótons 
N
ú
m
e
ro
 d
e
 n
e
u
tro
n
s
 
Número de prótons 
n/p pequeno 
Decaímento de pósitron ou captura K 
Y 
n/p grande 
Decaimento 
beta 
X 
E
n
e
rg
ia
 d
e
 lig
a
ç
ã
o
 n
u
c
le
a
r p
o
r n
u
c
le
o
n
 (J
)
Número de massa 
Reator de fissão nuclear 
Blindagem 
Blindagem 
Vapor 
Bomba 
Barra de controle 
Uranio 
Para a turbina 
Água 
Reator de fusão nuclear (Tokamak) 
Magneto Plasma 
Radioisótopos em medicina 
 
●
131I, t
1/2
=14,8 h, emissor beta, atividade da 
tiróide; 
 
●
123I, t
1/2
=13,3 h, emissor de 
raios gama, diagnóstico por 
imagem (cérebro); 
 
●
18F, t
1/2
=1,8 h, emissor de pósitron, tomografia 
por emissão de pósitron 
	Curso Química Geral I IQG 114
	Estrutura Atômica 1
	Estrutura Atômica 2
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	Estrutura Atômica 3
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	Tabela periódica
	Ligação química
	Polaridade e TLV
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	TOM e Lig. Metálica
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	Forças intermoleculares
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	Compostos de coordenação
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	Estequiometria
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	Química Nuclear