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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS DCN10147 – QUÍMICA INORGÂNICA I QUÍMICA INORGÂNICA I PROFª ANA NERY FURLAN MENDES SÃO MATEUS/ES 2 QUÍMICA INORGÂNICA APRESENTAÇÃO A Química Inorgânica é uma ciência que se ocupa da investigação experimental e interpretação teórica das propriedades e reações de todos os elementos e seus compostos exceto os hidrocarbonetos e muitos de seus derivados. Esta apostila foi elaborada com o objetivo de auxiliar os alunos na disciplina DCN – Química Inorgânica I e na sua elaboração linguagens matemáticas complexas foram evitadas, tornando o texto mais acessível e objetivo. Todos os conteúdos abordados apresentam um grau de profundidade que atende a necessidade da disciplina. Na elaboração desta apostila foram utilizados alguns textos ou figuras dos seguintes livros: a) Atkins, P.; Jones, L.; Princípios de Química (Questionando a vida moderna e o meio ambiente), Artmed editora Ltda.; Porto Alegre, 2001. b) Brown, T.L.; LeMay Jr., H.E.; Bursten, B.E.; Burdge, J.R.; Química (A ciência central), Pearson Education do Brasil Ltda.; São Paulo, 9ª edição; 2005. c) Kotz, J.C.; Treichel, Jr.; P.M.; Química geral e reações químicas, Thomson; São Paulo; 5ª edição; volumes 1e 2; 2005. d) Shriver, D.F.; Atkins, P.W.; Química inorgânica, Bookman; Porto Alegre; 3ª Edição; 2003. e) Benvenutti, E.V.; Química inorgânica (átomos, moléculas, líquidos e sólidos), Editora da UFRGS; Porto Alegre; 2003. Além de textos explicando os assuntos abordados em sala de aula, esta apostila contém listas de exercícios com respostas, para auxiliar os alunos na fixação do conteúdo. Os compostos inorgânicos variam dos sólidos iônicos, que podem ser descritos pelas aplicações simples da eletrostática clássica, aos compostos covalentes e aos metais, que são mais bem descritos pelos modelos que têm sua origem na mecânica quântica. Para a racionalização e a interpretação da maioria das propriedades inorgânicas, usamos os modelos qualitativos baseados na mecânica quântica, como as propriedades dos orbitais atômicos e seu uso para formar orbitais moleculares. Dois tipos de reações fundamentais ajudam a sistematizar a química inorgânica. As reações de ácidos e bases resultantes da transferência de um próton ou compartilhamento de pares de elétrons e aquela que ocorre pela oxidação e pela redução. Finalizando esta apresentação, abaixo se encontra um relato de Shriver e Atkins (2003) sobre o desenvolvimento da química inorgânica. “Grandes áreas da química inorgânica permanecem inexploradas, assim compostos inorgânicos novos e incomuns estão constantemente sendo sintetizados. A síntese inorgânica exploratória continua a enriquecer o campo com compostos que nos fornecem perspectivas novas sobre estruturas, ligação e reatividade. A indústria química é fortemente dependente da química inorgânica. Esta é essencial para a formulação e o melhoramento de materiais modernos, como catalisadores, semicondutores, guias de luz, dispositivos ópticos não lineares, supercondutores e materiais cerâmicos avançados. O impacto ambiental da química inorgânica também é imenso. “Nesse contexto, a função abrangente dos íons de metal em plantas e animais conduz à rica área da química bioinorgânica”. 3 1) ESTRUTURA ATÔMICA 400 AC: Demócrito e Leucipo Por volta de 400 a.C. os gregos propuseram as primeiras idéias a respeito da constituição da matéria. Demócrito (460 a.C.-370 a.C.) admitiu que qualquer tipo de matéria seria formado por pequenas partículas. As partículas às quais Demócrito se referia receberam o nome de átomo (do grego átomo = indivisível). Várias considerações foram feitas a respeito dos átomos, formulando- se assim uma teoria que pretendia explicar o que era observado apoiada apenas em especulações. De acordo com essas preposições, os átomos de Demócrito deveriam atender às seguintes condições: • Os átomos constituiram toda e qualquer matéria; • Os átomos seriam qualitativamente iguais, diferindo, apenas, na forma, no tamanho e na massa. Para Demócrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos diferentes tipos de átomos, que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores, gerando diferentes corpos, com características próprias. Os fundamentos de Demócrito para os átomos foram tomando corpo com o passar do tempo. Epicuro (241 a.C. - 270 a.C.) complementou suas idéias ao sugerir que haveria um limite para o tamanho dos átomos, justificando assim a razão de serem invisíveis. Acreditava-se que a matéria seria constituída de elementos da natureza como fogo, água, terra e ar, que misturados em diferentes proporções resultariam em propriedades físico-químicas diferentes. Leucipo e Demócrito imaginaram que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, mas partindo-a várias vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena: uma esfera indivisível, impenetrável e invisível. Com a ajuda de Lucrécio, a idéia dos filósofos teve rápida propagação. O modelo atômico de Dalton O cientista inglês John Dalton, em 1807, criou um modelo que retomava o antigo conceito dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser explicadas pelo arranjo de átomos. Dalton concebeu a existencia de átomos com propriedades diferentes. E, dessa forma, definiu elemento químico. Os átomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma constituem um elemento químico. Dalton formalizou seu modelo nos seguintes postulados: • Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a constituem; são indivisiveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenômenos químicos. • Átomos de elementos quimicos diferentes têm massas diferentes e se comportam desigualmente em transformações químicas. • Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam igualmente em transformações químicas. • As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira, formando outras substâncias. Explica as Leis Ponderais formuladas no século XVII. O modelo atômico de Thomson Entre 1813 e 1834, um cientista chamado Michael Faraday estudou a relação entre as quantidades de materiais em transformações químicas e de eletricidade necessária para realizar essas transformações. Esses estudos evoluíram até que, em 1891, a unidade mais simples de eletricidade foi determinada e denominada elétron. 4 O modelo atômico de Rutherford A partir dessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões: • Como algumas partículas são refletidas a composição não é uniforme; • Os elétrons podem até ocupar o volume atômico, mas as cargas positivas estão concentradas num volume muito pequeno, que denominou de núcleo. O modelo atômico de Niels Bohr e a mecânica quântica • O espectro eletromagnético Em 1865, James Maxwell estabeleceu que a radiação eletromagnética pode ser descrita por uma equação simples: A descoberta de partículas com carga elétrica fez com que o modelo atômico de Dalton ficasse superado. Em 1897, Thomson idealizou um experimento para medir a carga elétrica do elétron. Com base em seu experimento, e considerando o átomo eletricamente neutro (com quantidades iguais departículas positivas e negativas), ele representou o átomo como uma esfera uniforme, de carga positiva, incrustada de elétrons (partículas negativas). Daí vem o nome do modelo:"pudim de passas". Pelo modelo atômico de Rutherford, o átomo é constituido por um núcleo central, dotado de cargas elétricas positivas (prótons), envolvido por uma nuvem de cargas elétricas negativas (elétrons). Rutherford demonstrou, ainda, que praticamente toda a massa do átomo fica concentrada na pequena região do núcleo. Em 1908, realizando experiências de bombardeio de lâminas de ouro com partículas alfa (partículas de carga positiva, liberadas por elementos radioativos), Rutherford fez uma importante constatação: a grande maioria das partículas atravessava diretamente a lâmina, algumas sofriam pequenos desvios e outras, em número muito pequeno (uma em cem mil), sofriam grandes desvios em sentido contrário. Uma vez que o átomo não possui carga o nº prótons = nº elétrons, mas a maioria dos átomos possui massas maiores do que seria previsto com base na massa do próton e do elétron. Rutherford sugeriu que os átomos possuem partículas pesadas e neutras. Em 1932 um aluno de Rutherford obteve esta evidência, batizando esta partícula como nêutron. 5 λν = C λλλλ = Comprimento de onda; νννν = Freqüência; C = velocidade da luz (3,0 x 108 m/s) Em 1900, Max Planck postulou que a energia de uma onda eletromagnética é proporcional a sua freqüência: Ε = hν ΕΕΕΕ = energia; h = constante de Planck (6,625 x 10-34 m2.Kg.s-1); νννν = freqüência Logo: Quanto maior ν, menor λ e → mais energia é transportada pela radiação mais penetrante a radiação. • Linhas espectrais Quando a luz branca atravessa um prisma que apresenta diferentes índices de refração, ocorre um desdobramento de todas as freqüências. Os pesquisadores da época verificaram que o desdobramento da luz branca que passa através do hidrogênio, revelava a ausência de algumas linhas no espectro. Estas linhas ficaram conhecidas como série de Balmer. 6 Conclusão: o hidrogênio absorveu energia nas linhas faltantes do espectro. • Cada átomo apresenta seu espectro característico • Estas linhas absorvidas são emitidas quando o átomo é excitado De posse de um grande número de dados experimentais, obteve-se uma equação que descreve com precisão as linhas do hidrogênio: • Modelo de Bohr Em 1913, Bohr apresentou um polêmico modelo do átomo de hidrogênio: 1º) o elétron no átomo somente pode ter certos estágios estacionários de movimento cada um com energia fixa. 3º) em qualquer estágio a órbita é circular. 4º) os estágios permitidos tem momento angular do elétron como um múltiplo inteiro de h/2π. A ENERGIA É QUANTIZADA → Argumento não Clássico Mérito do Modelo: - Explica as Linhas Espectrais - Equações de Bohr permitem calcular o raio de átomos (ex: rH = 0,529 x 10-10 m) - Ousadia de abandonar as Leis da Mecânica Clássica Falhas: - Modelo adequado somente para sistemas com 1 elétron: H, He+, Li2+ (incluindo a correção devido ao aumento da carga nuclear) - Falha completamente para átomos polieletrônicos Onde: RH é a constante de Rydberg (1,096776 ´ 107 m-1); h é a constante de Planck (6,626 ´ 10-34 Js); n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1). 2º) em qualquer estágio o elétron não emite energia, somente quando troca de estágio de mais alta para mais baixa energia → emite quantum de energia (E = h.ν; h.ν= fóton, conceito de Einstein): diferença de energia dos dois estágios → elétron só emite ou absorve Energia se trocar de órbita 7 Comportamento de onda associado ao elétron ONDA Massa e velocidade do elétron PARTÍCULA d) Átomos Hidrogenóides Com nas teorias vistas até aqui podemos dizer que os elementos são formados a partir das partículas subatômicas e são diferenciados pelo seu: • Número atômico Z = Número de prótons • Número de massa A = Z + N. Assim o núcleo sempre contém prótons, e todos os núcleos mais pesados que o hidrogênio (H) também contém nêutrons. Juntos prótons e nêutrons constituem a maior parte da massa do átomo. O número de cargas positivas no núcleo é exatamente equilibrado por igual número de elétrons circundantes, cada um dos quais possui uma carga negativa. O elétron (e-) é relativamente mais leve – possui cerca de 1/1832 da massa do próton. O Hidrogênio é o primeiro e mais simples dos elementos. É constituído por um núcleo contendo um próton e tem, portanto, uma carga positiva, que é contrabalançada por um elétron circundante contendo uma carga negativa. Sendo assim, podemos definir átomos hidrogenóides como sendo: Átomos Hidrogenóides: átomos que possuem somente um elétron e assim estão livres de efeitos complexos como repulsão elétron-elétron. São positivamente carregados e normalmente referidos como íons. Exemplos: H, He+, Li+2, etc. Utilizaremos o conceito que estes átomos introduzem para construir uma descrição aproximada das estruturas dos átomos multieletrônicos, que são átomos com mais de um elétron. A teoria planetária da estrutura atômica proposta por Rutherford e Bohr descreve o átomo como um núcleo central circundado por elétrons situados em certas órbitas. O elétron é, pois, considerado como uma partícula. Na década de 1920, mostrou-se que partículas em movimento, como os elétrons, comportavam-se em alguns aspectos como ondas. e) Mecânica quântica Em 1924, Lowis de Broglie faz uma proposta revolucionária para explicar os argumentos não- clássicos do modelo de Bohr. Ele baseou seu trabalho nas teorias desenvolvidas por Max Planck, Arthur Compton e Albert Einstein. Para descrever o elétron, de Broglie reorganizou estas equações, considerando que tanto matéria como onda são energias e portanto podem ser igualadas: λ = h / (m.v) • Obs.: a equação acima é válida para objetos de massa muito pequena como o elétron, pois para objetos maiores o valor de λ é desprezível. • Planck estabeleceu que a energia de uma onda eletromagnética é proporcional a sua freqüência (ν): • Compton demonstrou que a luz pode ter um momento associado, mesmo sabendo que o momento era um conceito restrito a matéria: • Einstein através da teoria da Relatividade, estabeleceu que a matéria poderia ser convertida em energia através da equação: → Ε = hν = hC/λ → Ε = pC; p = mv → Ε = mC2 8 Princípio da Incerteza de Heisenberg “Impossível conhecer simultaneamente, com absoluta exatidão, a posição e o momento de uma partícula como o elétron” Para determinar a posição do elétron, é preciso localizá-lo com fótons de luz, mas o fóton transfere energia para o elétron e altera a sua velocidade e, portanto, sua trajetória. Então: O Princípio da Incerteza de Heisenberg afirma que a incerteza na determinação da posição (∆x) e a incerteza na determinação do momento (∆p) é dada por: ∆x . ∆p ≥ h Logo: É impossível conhecer a trajetória do elétron → Falha do Modelo de Bohr 1926: Equação de Schrödinger – Modelo Ondulatório Erwing Schrödinger usando o postulado de De Broglie, supôs que o elétron pode ser considerado uma nuvem eletrônica difusa, do tipo ondulatório e seu movimento poderia ser representado por uma função de onda (tal como é feito para ondas eletromagnéticas). Deduziu uma equação que possibilita relacionar a Energia do elétron e suas propriedades ondulatórias, para o movimento de qualquer elétron de qualquer átomo:Equação de Schrödinger: E.ΨΨΨΨ= h2 / (8ππππ2m) . ∇∇∇∇2.ΨΨΨΨ + V. ΨΨΨΨ Onde: - ∇∇∇∇ = operador Laplaciano (δ2 / δx2 + δ2 / δy2 + δ2 / δz2) - m = massa do elétron - h = Constante de Plank - V = energia Potencial do elétron (função de posição) - E = energia total do elétron (função de posição) - Ψ = função de onda → incógnita da equação Equação matemática complicada com solução difícil: somente tem solução para certos valores de E, relacionados por números inteiros → Teoria dá idéia da quantização de Energia, pois somente certos valores de Energia são permitidos aos elétrons. Então: Ao resolver a Equação de Schrödinger para um elétron com energia E, obtém-se um valor de Ψ em função das coordenadas x, y, z, ou seja, o resultado é uma função de onda Ψ (x,y,z) cujo quadrado (│Ψ (x,y,z)│2) fornece a probabilidade de encontrar o elétron com energia E no ponto (x,y,z) → Cada função de onda corresponde a certo valor de energia e descreve uma região do espaço, em torno do núcleo, onde um elétron com esta energia tem maior probabilidade de ser encontrado → ORBITAL Um conceito fundamental da mecânica quântica é que a matéria possui propriedades iguais a de uma onda. Este atributo não é normalmente evidente em objetos macroscópicos, mas ele domina a natureza das partículas subatômicas, como o elétron. Um elétron é descrito por uma função de onda, Ψ (psi), que é uma função matemática das coordenadas de posição x,y e z e do tempo t. Interpretamos a função de onda usando a interpretação de Born, na qual a probabilidade de encontrar a partícula numa região infinitesimal do espaço é proporcional ao quadrado da função de onda, Ψ2. Qual significado físico de Ψ? │Ψ│2 é a expressão matemática de como a probabilidade de encontrar o elétron varia de lugar para lugar. 9 De acordo com essa interpretação, há uma alta possibilidade de encontrar uma partícula onde Ψ2 é grande, e a partícula não será encontrada onde Ψ2 é zero. A quantidade Ψ2 é denominada densidade de probabilidade da partícula. Esta densidade significa que o produto de Ψ2 e o elemento de volume infinitesimal dt = dxdydz é proporcional à probabilidade de encontrar o elétron naquele elemento de volume. A probabilidade é igual a Ψ2dt se a função de onda é normalizada, ou seja: ∫Ψ2dt = 1 Esta expressão simplesmente exprime que a probabilidade total de encontrar o elétron em algum lugar deve ser 1. O Modelo de Schrödinger baseia-se na hipótese do elétron ser descrito como uma onda de matéria e não como uma pequena partícula orbitando o núcleo. A Equação de Schrödinger descreve corretamente o comportamento de qualquer sistema atômico, descreve o movimento de elétrons com energia quantizada ao redor do núcleo. Ao resolver a Equação de Schrödinger para um elétron com energia E definida, obtém-se como resposta uma função de onda associada a um conjunto de três números chamados NÚMEROS QUÂNTICOS. Cada elétron dentro de um átomo fica completamente descrito por um conjunto de quatro Números Quânticos diferentes: - 3 destes Números Quânticos (n, l e ml) especificam a função de onda Ψ (x, y, z) associada ao Orbital em que o elétron se encontra. - o 4º Número Quântico (ms) refere-se à propriedade magnética do elétron chamada spin. 1) 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. • Especifica o nível de energia do elétron • Especifica o volume da região do espaço onde o elétron se encontra • Pode assumir valores de 1 até +α 2) Número quântico secundário (ou azimutal), l: Especifica a forma da região no espaço onde o elétron poderá ser encontrado. • 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. 3) Número quântico magnético, ml: Determina a orientação espacial da região onde o elétron poderá ser encontrado. Essa região espacial é chamada de orbital. • Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 10 4) Número quântico magnético de spin, ms: Em 1927 os químicos teóricos perceberam que os elétrons interagiam com um campo magnético. Sugeriram que o elétron deveria ter um momento magnético independente do momento angular orbital (ml). Este novo momento angular ficou conhecido como “spin” ou “nº quântico magnético de spin”. • ms pode assumir dois valores: +1/2 ou -1/2 (os sinais + ou – especificam a favor ou contra o campo aplicado) FORMA DOS ORBITAIS ATÔMICOS 1) 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. • Em um nó, Ψ2 = 0 • Para um orbital s, o número de nós é n-1. 11 2) Orbitais p 3) Orbitais d e f • Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. • Três dos orbitais d encontra-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 • Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Pauling. • À medida que n aumenta o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor. • 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. 12 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Uma vez que se conhece a ordem de energia dos orbitais, é possível conhecer a ordem de ocupação destes orbitais pelos elétrons. Mas antes, é necessário conhecer alguns princípios importantes: 1º) O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. • O significado deste princípio é que no máximo há dois elétrons em cada orbital, desde que apresentem spins opostos. Configuração máxima: s2 p6 d10 f14 2º) Regra de Hund: “adicionar um elétron por orbital até estar totalmente semi-preenchido, somente depois se acrescenta um segundo elétron”. Quando se tem mais de um orbital com a mesma energia, os elétrons ocupam orbitais separados e possuem spins paralelos. Explicação: • O preenchimento de orbitais separados pode ser entendido porque as interações repulsivas entre os elétrons que ocupam diferentes regiões do espaço são menores que aqueles onde os elétrons se encontram na mesma região do espaço. • A necessidade dos elétrons que ocupam diferentes regiões do espaço ter spins paralelos é conseqüência de um efeito mecânico-quântico conhecida como correlação de spin. Correlação de spin: dois elétrons com spins paralelos tendem a se afastarem mutuamente, e por isso repelindo-se em menor extensão. Além de obedecer as duas regras acima, os elétrons devem começar a ocupar os orbitais de mais baixa energia. O número de elétrons quedevem ser distribuídos em um átomo, parte da idéia da neutralidade de cargas: nº cargas negativas = nº cargas positivas. Ou seja, nº de elétrons = nº de prótons. Sabendo-se o número atômico do elemento, sabemos o número de prótons presentes e conseqüentemente o número de elétrons para serem distribuídos nos orbitais atômicos. Há três maneiras de se representar a distribuição eletrônica de um átomo: a) Notação espectroscópica: Li (Z=3) = 1s22s1 C (Z=6) = 1s22s22p2 Ar (Z=18) = 1s22s22p63s23p6 b) Notação de gás nobre: Li = [He] 2s1 C = [He] 2s22p2 Ar = [Ne] 3s23p6 13 c) Notação de caixas de orbitais: (começa a valer a regra de Hund) ALGUMAS NOMENCLATURAS • Orbitais de valência: orbitais mais externos ocupados de um átomo. • Camada de valência: contém os orbitais de valência. Exemplo: Li 1s2 2s1. Orbitais de valência = 2s; camada de valência = 2 • Camadas internas: camadas anteriores a de valência do átomo. • Orbitais internos: orbitais das camadas internas dos átomos. Exemplo: Para o Li. Camada interna: 1. Orbital interno: 1s. Como a camada interna do Li tem configuração 1s2, a mesma do He, ela é algumas vezes referida como [He] • Camada interna fechada: Quando todos os elétrons internos estão emparelhados. • Elétrons de valência: são os elétrons que ocupam a última camada eletrônica de um átomo. • Paramagnetismo: Sempre que um elemento apresentar um ou mais elétrons desemparelhados (orbitais semi-preenchidos) a esse elemento será atribuído um caráter paramagnético → Os elementos paramagnéticos interagem com campos magnéticos, pois há possibilidade de orientação dos spins dos elétrons desemparelhados com o campo externo. • Diamagnetismo: Sempre que um elemento apresentar orbitais completamente preenchidos (todos os elétrons estão emparelhados) ou vazios, a esse elemento será atribuído um caráter diamagnético → Não há possibilidade de interação com o campo externo, sem violar o princípio de Pauling. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS DO BLOCO d E f A distribuição do escândio (Sc) é [Ar] 3d1 4s2 em vez de 4s2 3d1. Isto, porque, os níveis de energia apresentados na seqüência energética são para orbitais atômicos individuais e não levam em consideração as repulsões inter-eletrônicas. Para a maior parte dos elementos do bloco d as determinações espectroscópicas dos estados fundamentais (juntamente com cálculos detalhados) mostraram que é vantajoso ocupar o orbital de maior energia que vem a seguir (o orbital 4s por exemplo). Isto, porque, o preenchimento de orbitais de energia mais elevada pode resultar em uma repulsão entre os elétrons menor do que a que ocorreria se os orbitais 3d, de menor energia, fossem ocupados. Em alguns casos, a menor energia total pode ser obtida pela formação de subcamadas d preenchidas ou semi- prenchidas à custa de um elétron s. Assim: Cr [Ar] 3d5 4s1 e não 3d4 4s2 Cu [Ar] 3d10 4s1 e não 3d9 4s2 Um efeito similar ocorre no bloco f onde os orbitais f estão sendo ocupados. Por exemplo, a configuração do Gadolínio (Gd) é: [Xe] 4f7 5d1 6s2 e não [Xe]4f6 5d2 6s2. 14 2) TABELA PERIÓDICA No mundo que nos rodeia encontra-se uma enorme diversidade de materiais e de substâncias que os constituem. Mas, a grande variedade de substâncias obtém-se a partir de um número muito mais reduzido de elementos químicos que, atualmente, se encontram organizados numa tabela – a Tabela Periódica dos Elementos (TP). A ideia de organizar os elementos químicos resultou da necessidade que os químicos sentiram de reunir o máximo de informações sobre os mesmos da forma mais simples para serem consultadas. Na antiguidade, já eram conhecidos alguns elementos como o ouro, a prata, o cobre, o ferro, o carbono, o chumbo, o estanho, o mercúrio e o enxofre. Os alquimistas descobriram o arsênio, o antimônio e o fósforo. Os alquimistas seguiam a disciplina que visava o fabrico da pedra filosofal, a substância capaz de transformar em ouro qualquer matéria com a qual fosse colocada em contato, e do elixir da longa vida, que haveria de prolongar a existência dos que o tivessem tomado. Embora a alquimia não fosse uma ciência experimental, ou seja, os trabalhos eram executados sem recorrer ao método científico (forma sistemática de organizar as coisas), o impulso oferecido por ela foi, em todo o caso, muito grande. Nesta busca incessante, os alquimistas acabaram por descobrir novos elementos e processos úteis à vida prática, tais como a destilação e a sublimação. Em 1669 o alquimista alemão Henning Brand, quando procurava descobrir a pedra filosofal, conseguiu “apenas” obter fósforo elementar através da destilação da urina. Este é o primeiro elemento do qual existem registros históricos da sua descoberta. A partir desta data muitos outros elementos químicos foram descobertos, tendo, em 1870, o número crescido para cerca de 60. Como o número de elementos químicos conhecidos ia aumentando, os cientistas começaram a procurar semelhanças nas suas propriedades e a desenvolver esquemas para a sua classificação. O primeiro cientista a destacar-se na tentativa de ordenação sistemática dos elementos foi Antoine Lavoisier, em 1789. Ele agrupou os cerca de 30 elementos já conhecidos em quatro categorias: gases, não metais, metais e elementos terrosos. Quando estudava a substância elementar correspondente a um dado elemento, no estado sólido, e esta tanto apresentava brilho metálico, como era boa condutora da eletricidade, então constituía um metal. O oxigênio, por exemplo, era considerado um gás e a “cal” um elemento terroso. É de salientar que nesta época os elementos eram colocados ao mesmo nível da luz e do calor, sendo estes considerados elementos gasosos. No século XIX, ainda muito pouco se sabia acerca dos átomos e não se conheciam as partículas subatômicas, tais como, o próton, o elétron e o nêutron. Mas, mesmo neste contexto, os químicos não desistiam da procura de uma organização para os elementos químicos, até porque a classificação de Lavoisier tinha se revelado pouco rigorosa. Os trabalhos que, entretanto surgiam foram, muitas vezes, notavelmente bem sucedidos e ficaram para sempre na história da ciência. Muito antes dos conhecimentos atuais sobre a Mecânica Quântica, os químicos já conheciam algumas propriedades físicas e químicas de alguns elementos e reconheciam semelhanças entre átomos de elementos diferentes. Os seus trabalhos baseavam-se no conhecimento das massas atômicas, pois nessa altura já existiam medidas precisas dessa grandeza para muitos elementos. Organizar os elementos de acordo com a sua massa atômica parecia lógico a estes químicos, visto que entendiam que o comportamento químico deveria relacionar-se, de certa forma, com essas massas. Nos dias que correm, sabe-se que a massa atômica não é a propriedade fundamental de um átomo. O seu valor pode variar de acordo com a abundância relativa dos 15 isótopos (átomos diferentes do mesmo elemento que diferem no número de nêutrons) de cada elemento. No entanto, foi o critério que serviu de base aos químicos durante parte do século XIX. Por volta de 1817, o alemão Johann Döbereiner, observou que a massa atômica do estrôncio era aproximadamente igual à média das massas atômicas do cálcio e do bário. E, para além desta curiosidade, ele verificou que estes elementos tinham propriedades químicas semelhantes. Em 1829, ele volta a fazer observações similares para outros grupos de três elementos, como, por exemplo, o lítio, o sódio e o potássio. Assim, ele criou as tríades. Cada uma delas era constituída por três elementos com propriedades semelhantes, organizados por ordem crescente de massa atômica. Tríades de Döbereiner É de notar, que estes agrupamentosestão de acordo com o que se conhece atualmente sobre as propriedades periódicas. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam constituir tríades. Um outro modelo, foi sugerido, em 1862, por Alexandre de Chancourtois, engenheiro e geólogo francês – o caracol de Chancourtois. Os elementos encontravam-se dispostos, por ordem crescente de massas atômicas, numa linha helicoidal que recobria uma superfície cilíndrica, de maneira que os pontos que se correspondiam sobre as sucessivas voltas da hélice diferiam em 16 unidades. Os elementos com propriedades semelhantes encontravam-se nesses pontos. Por exemplo, o oxigênio, o enxofre, o selênio e o telúrio têm, respectivamente, as massas atômicas 16, 32, 79, e 128. Casualmente, estes valores são múltiplos exatos ou próximos de 16. Mas, se algumas partes da hélice tiveram sucesso, outras revelaram-se incorretas. O caso mais relevante diz respeito ao boro e ao alumínio que, como era de esperar, apareciam em conjunto, mas seguiam o níquel, o arsênio, o lantânio e o paládio, que não têm propriedades parecidas com os primeiros. Chancourtois teve muita satisfação ao noticiar o seu projeto, pois apenas uma das tríades de Döbereiner aparecia na sua hélice. Até a tríade do enxofre deixou de ter qualquer importância, tendo o trabalho do alemão perdido toda a credibilidade. Apesar do caracol mostrar a existência de uma periodicidade, revelou-se pouco consistente, o que impediu a sua aceitação. Não fosse Chancourtois um geólogo. Outra tentativa de organização deveu-se ao inglês John Newlands que, em 1864, estabeleceu a relação a que chamou Lei das Oitavas. Este foi o primeiro químico a dispor os elementos num quadro com sete colunas, por ordem crescente de massa atômica. Nesta disposição, qualquer elemento tinha propriedades semelhantes às do oitavo elemento que se lhe seguia (por analogia às oitavas da escala musical). Contudo, esta ordem levantava algumas anomalias. Mas, como Newlands tinha conhecimentos muito consistentes a nível químico, não receou colocar dois elementos a ocupar a mesma posição na tabela, desde que apresentassem 16 propriedades idênticas. Consciente do seu trabalho, ele verificou que a periodicidade não era perfeita e que a “lei” era inadequada para elementos para além do cálcio. Apesar de tudo, o seu trabalho foi fortemente criticado e chegou mesmo a ser ridicularizado pela Real Sociedade de Química de Londres. Só mais tarde, em 1887, depois de se ter constatado que a sua contribuição foi um notável patrimônio para os trabalhos dos químicos que se seguiram, é que a mesma instituição reconhece o seu trabalho. Atribui-se a Dmitri Mendeleev, físico e químico russo, a origem da organização da Tabela Periódica atual. Este, ao escrever o livro “Principles of Chemistry”, procurou um padrão que permitisse organizar toda a informação acerca dos elementos. Para tal, fez vários cartões, um para cada elemento, e analisou várias disposições dos mesmos. Descobriu uma que tinha por base a repetição regular e periódica das propriedades – elementos dispostos numa tabela por ordem crescente de massa atômica, de modo que em cada coluna se encontrassem elementos com propriedades químicas análogas. Estava estabelecida a relação entre a massa atômica e as propriedades dos elementos. A figura abaixo mostra a TP proposta por Mendeleev, em 1872. Tabela periódica proposta por Mendeleev em 1872. O modelo encontrado revela aspectos positivos em relação aos anteriores. Em primeiro lugar, ele deixou vários espaços vazios na tabela para elementos que previa virem a ser descobertos. Esta era a grande novidade e, talvez, a principal causa do elevado sucesso. Pela primeira vez, era possível prever, de forma bastante exata, as propriedades de muitos elementos que ainda não eram conhecidos. Por exemplo, Mendeleev previu a existência de dois elementos desconhecidos a que chamou eka-alumínio (eka significa “primeiro”; então, o eka-alumínio seria o primeiro elemento sob o alumínio no mesmo grupo) e eka-silício. Quando, em 1875, o químico francês, Lecoq de Boisbaudran descobriu o gálio, verificou-se que as suas propriedades se ajustavam às previstas para o eka-alumínio; e, passados cerca de 15 anos, quando o alemão Winckler descobriu o germânio, também se constatou que tinha exatamente as mesmas 17 propriedades do eka-silício. Estas descobertas sucederam-se ainda durante a vida de Mendeleev, o que lhe mostrou que as suas previsões estavam corretas. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel da Química. O seu trabalho na classificação periódica dos elementos foi considerado o passo mais importante dado pela Química no século XIX. Mendeleev ao desenvolver a sua tabela privilegiou a regra de propriedades semelhantes na mesma coluna. Assim, sentiu a necessidade de reordenar alguns elementos para novas posições. Por um lado, teve de admitir que alguns dos valores que utilizava de massa atômica determinados por Stanislao Cannizzaro estavam incorretos. Deste modo, ele, por exemplo, não hesitou em colocar o berílio no grupo II, acima do magnésio, uma vez que tinham propriedades que se assemelhavam. Inicialmente, o berílio encontrava-se no grupo III, de acordo com o critério da ordem crescente de massa atômica. O químico russo teve ainda que inverter a posição relativa de alguns pares de elementos. No caso do iodo e do telúrio, apesar do primeiro ter massa atômica igual a 127 e o segundo igual a 128, o iodo só deveria surgir na tabela depois do telúrio. Embora, Mendeleev tenha efetuado todos estes ajustes, a tabela continuava a apresentar algumas incorreções. Por exemplo, a posição do argônio (39,95 u.m.a.), se fosse estabelecida somente pelo critério da massa atômica, ocuparia a posição do potássio (39,10 u.m.a.) na Tabela Periódica atual, o que representa uma discrepância. O argônio, sendo um gás inerte, nunca poderia ser colocado no mesmo grupo do lítio e do sódio, que constituem metais muito reativos. Na mesma época, o químico alemão, Lothar Meyer, mais interessado nas propriedades físicas dos elementos, também estabeleceu uma organização para eles. Apesar de ter dado o seu contributo, como só apresentou publicamente o seu trabalho passado um ano de Mendeleev ter divulgado a sua tabela, não lhe foi dado muito destaque. Com a descoberta dos isótopos dos elementos, verificou-se que a massa atômica não era o critério que marcava a periodicidade dos elementos, tal como Mendeleev, Meyer e outros tinham referido. Mostrou-se, então, que as propriedades dos elementos variavam periodicamente com o número atômico. A experiência que Ernest Rutherford, físico neo-zelandês, realizou, em 1910, permitiu avançar nos conhecimentos sobre a constituição dos átomos. O contínuo progresso no conhecimento das partículas subatômicas, permitiu a Henry Moseley, em 1913, estabelecer o conceito de número atômico de um elemento: é o número de prótons existentes no núcleo do átomo desse elemento. Ele chegou a essa conclusão após realizar experiências que lhe possibilitaram estabelecer uma relação entre os espectros de raios X e o número de cargas positivas do átomo dos elementos. Neste contexto, Moseley verifica que as propriedades dos elementos se repetem periodicamente quando estes são colocados por ordem crescente de número atômico – Lei Periódica de Moseley. Estava dado o grande passo na organização dos elementos químicos. Algumas das incongruências existentes na tabela de Mendeleev podiam agora ser explicadas. Com o passar do tempo, descobriram-se novos elementos e os químicos viram-se obrigados a efetuar alterações na Tabela Periódica. Já em 1895, quando o físico, Lord Rayleigh, descobriu o argônio e o químico, William Ramsey, descobriu os restantes gases inertes, foi necessário acrescentar uma nova coluna à Tabela Periódica. A última grande modificaçãona Tabela Periódica resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. Depois da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu os elementos trans- uranianos desde o número atômico 94 até ao 102. Com estes novos elementos, ele reconfigurou a TP, colocando os elementos da série dos actinídeos (elementos de número atômico de 90 a 103) 18 a seguir à série dos lantanídeos (elementos de número atômico de 58 a 71), na zona inferior da mesma. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel da Química e quando se descobriu o elemento de número atômico 106 lhe foi dado o nome de seabórgio, em sua homenagem. Muitos outros nomes de químicos que se destacam na história da Química, encontram-se “disfarçados” como nomes de elementos químicos na Tabela Periódica atual. É de destacar o elemento de número atômico 101, o mendelévio. Foi assim batizado para homenagear o trabalho de Mendeleev. A IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry), organismo que estabelece normas de nomenclatura na área da Química, estabeleceu, recentemente, uma outra recomendação: na Tabela Periódica, a designação dos grupos deve ser feita com a numeração de 1 a 18, utilizando algarismos árabes. Pretende-se uniformizar as diferentes convenções utilizadas até agora (convenção americana e européia) e tornar a sua linguagem universal. Contudo, esta recomendação criou muita discussão na comunidade internacional de química, pelo que ainda continuará em análise durante algum tempo. A Tabela Periódica atual é constituída por 115 elementos conhecidos dispostos, numa matriz quadriculada de linhas e colunas, por ordem crescente de número atômico. A cada uma das quadrículas corresponde um elemento químico. Este está representado pelo seu símbolo químico e vem acompanhado das suas características. Uma das informações presente considerada muito importante é a configuração eletrônica. Esta tem origem nos conhecimentos da Mecânica Quântica e permite explicar a ocorrência periódica das propriedades dos elementos. A grande utilidade da Tabela Periódica consiste na possibilidade de se poderem prever as propriedades de qualquer elemento químico, tendo por base o conhecimento das propriedades gerais e das tendências, dentro de um grupo ou de um período. 19 TABELAS PERIÓDICAS MODERNAS A Tabela Periódica é, efetivamente, um instrumento organizador de conhecimentos sobre os elementos químicos, onde estes estão ordenados por ordem crescente de número atómico (Z). Encontra-se organizada em 7 linhas e 18 colunas. Os elementos que pertencem a uma mesma linha dizem-se do mesmo período e os que pertencem à mesma coluna fazem parte do mesmo grupo. A tabela periódica está arranjada da seguinte maneira: a) Períodos: filas horizontais, onde os elementos estão dispostos em ordem crescente do número atômico. Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal (n) dos elétrons da camada de valência. b) Grupos: também chamado de “famílias”. Correspondem as colunas verticais, onde cada elemento de um grupo possui em comum o número de elétrons na camada de valência. Cada grupo constitui uma família de elementos, às quais se atribui, por vezes, uma designação própria. Por exemplo, o grupo 1 é o grupo dos metais alcalinos, o grupo 2 o dos metais alcalino-terrosos, o grupo 16 o dos calcogênios, o grupo 17 o dos halogênios e o grupo 18 é chamado o grupo dos gases nobres ou inertes. O hidrogênio, primeiro elemento de Tabela Periódica, é aquele que tem menor número atômico. No entanto, não é fácil decidir a sua posição, porque ele tem características individuais que não podem ser comparadas com os elementos dos outros grupos. Ele aparece muitas vezes colocado no grupo 1, embora não seja um metal. Recentemente, ele tem sido muitas vezes, posicionado de forma solitária, ou seja, sem pertencer a nenhum dos grupos. Na Tabela Periódica, esquematizada na figura abaixo, observa-se uma linha quebrada. Esta permite classificar os elementos em metais, não metais e semi-metais. Os primeiros encontram-se à esquerda da linha, os segundos à direita e os últimos são aqueles que se encontram de cada um dos lados dessa linha. Os semi-metais, em determinadas condições comportam-se como metais, noutras como não metais. Através desta divisão, verifica-se que a maior parte dos elementos da TP são metais. 20 Ainda é possível estabelecer outra classificação com base na Tabela Periódica: elementos representativos, grupo 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17, e elementos de transição, do grupo 3 ao 11. No grupo 18, como já foi referido, encontra-se os gases nobres e o grupo 12 não tem designação específica. Os elementos zinco, cádmio e mercúrio, nem são elementos representativos, nem metais de transição. Os elementos de um mesmo grupo têm um comportamento químico semelhante, exatamente, porque as configurações eletrônicas também o são, especialmente no que diz respeito aos elétrons de valência (elétrons que se encontram no último nível de energia). No entanto, é necessário ter atenção quando se prevêem características de elementos para os grupos de 13 a 17. Por exemplo, no grupo 14 verifica-se uma grande alteração nas propriedades químicas dos elementos. O carbono é um não metal, os dois elementos seguintes são semi-metais e o chumbo é um metal. Refletindo sobre as configurações eletrônicas dos elementos, a Tabela Periódica pode ser dividida em blocos (bloco s, p, d e f), conforme o tipo de orbitais em que se encontram os elétrons de valência. Os elementos representativos do grupo 1 e 2 constituem o bloco s. O bloco p integra as restantes famílias dos elementos representativos. Pode dizer-se que os elementos representativos são aqueles que têm as orbitais s ou p de maior número quântico principal incompletamente preenchida. Quanto ao grupo 18, os elementos pertencem todos ao bloco p, à exceção do hélio, que tem configuração eletrônica 1s 2 . Os elementos de transição correspondem ao bloco d. Por último, os elementos de transição interna, isto é, as séries dos lantanídeos (6º período) e dos actinídeos (7º período) representam o bloco f. É de notar que os elementos do bloco f são muito difíceis de distinguir, pois, por terem os orbitais f não completamente preenchidos, têm todos propriedades muito similares. PROPRIEDADES PERIÓDICAS Carga nuclear efetiva • A carga nuclear efetiva (Zeff) é o valor da carga positiva (prótons no núcleo) percebida pelos elétrons de valência de um átomo. • Esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons mais internos “neutraliza” ou “blinda” parcialmente a carga positiva do núcleo. • Assim, os elétrons exteriores sentem só uma fração da carga nuclear total. Salienta-se que em alguns grupos do bloco d a configuração de valência dos vários elementos não é igual. Apesar disso, os metais de transição apresentam características muito próprias (apresentam uma orbital d não completamente preenchida) e diversificadas que os distinguem dos outros elementos, como, por exemplo, têm a capacidade de formar compostos com cores fascinantes, têm tendência para formar complexos e possuem atividade catalítica. 21 a) Raio atômico e efeito de blindagem • Esse efeito de blindagem pode ser mais bem entendido comparando diferentes elementos do mesmo período da tabela periódica: Elemento Nº prótons Nº elétrons internos Nº elétrons valência Na 11 10 1 Cl 17 10 7 � Os dois elementos pertencem ao 3º período da TP � No Na os 10 elétrons internos conseguem quase que neutralizar totalmente a carga positiva dos prótons, logo o elétron de valência é pouco atraído pelo núcleo e com isto haverá umaumento no volume do átomo � No Cl os 10 elétrons internos não conseguem neutralizar os 17 prótons, logo os 7 elétrons de valência sentirão mais efetivamente a carga nuclear reduzindo as dimensões atômicas. Conclusão: o raio atômico dos elementos diminui em um mesmo período à medida que aumenta o número atômico. Explicação: • Os elementos do terceiro período do bloco d são precedidos pelos elementos do primeiro período do bloco f, os lantanídeos, nos quais os orbitais 4f estão sendo ocupados. Estes • Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. • Ao longo dos períodos da TP, os átomos tornam-se menores. Existem dois fatores agindo: • Número quântico principal, n • a carga nuclear efetiva, Zef No Grupo: ↑ n ( ↑ nº de camadas), ↑ raio atômico No Período: n é constante, mas aos passarmos de um átomo para o outro aumenta o nº de elétrons e também o de prótons (efeito de blindagem). Modificações importantes nas tendências gerais • Pode-se observar através da tabela que o raio metálico dos elementos do terceiro período do bloco d (período 6) são muito similares aqueles do segundo período, e não maiores, como seria de se esperar com base no fato do número de elétrons ser consideravelmente maior. Exemplo: Mo raio metálico = 1,40 Ǻ W raio metálico = 1.41 Ǻ A redução do raio chama-se contração lantanídica. 22 orbitais possuem uma pequena capacidade de blindagem e os elétrons, adicionados ao longo do período 4f, sentem uma carga nuclear efetiva maior. • Contração similar é encontrada nos elementos posteriores aos do bloco d. Exemplo: Embora haja um substancial aumento no raio atômico do B (0,88 Ǻ) para o Al (1,43 Ǻ), o raio atômico do Ga (1,53 Ǻ) é somente pouco maior que o do Al. Este efeito pode ser entendido em termos da pobre capacidade de blindagem dos elementos que o antecede no período. b) Energia de ionização A energia de ionização ou potencial de ionização, é a energia mínima requerida para arrancar um elétron de um átomo no estado gasoso. • No grupo cresce de baixo para cima, à medida em que as camadas eletrônicas diminuem→ Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. • No período, cresce da esquerda para a direita, acompanhando o crescimento do número atômico (Z), o que faz a camada de valência ficar mais próxima do núcleo → Ao longo de um período, Zef aumenta, conseqüentemente, fica mais difícil remover um elétron. • A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Na(g) → Na+(g) + e-. • A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na+(g) → Na2+(g) + e-. • Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. c) Raio iônico Raio de um átomo que perdeu ou ganhou um elétron. Em geral: • Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem. • Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem. • São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p. • Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. • Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização. 23 • Comparando Li e Li+ → No Li+ temos a força atrativa de 3 prótons sobre 2 elétrons, que se aproximam mais do núcleo (devido à atração eletrostática) “encolhendo” o íon. • Comprando F e F- → No F- há 9 prótons atraindo 10 elétrons. No F- há a intensificação da repulsão entre os elétrons → expansão para acomodar o elétron extra. • Série isoeletrônicas → à medida que a razão entre nº de prótons e o de elétrons aumenta, também aumenta a atração elétron-próton e o raio do íon diminui. O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ d) Afinidade eletrônica Afinidade eletrônica ou eletroafinidade é a quantidade de energia liberada quando um átomo captura um elétron no estado gasoso. Quanto mais negativa for a energia envolvida na captura do elétron, maior será a afinidade eletrônica. A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica. e) Eletronegatividade É a habilidade relativa que um átomo tem de atrair para si os elétrons envolvidos em uma ligação química. A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico: quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que • Nos grupos aumenta de baixo para cima • Nos períodos aumenta da esquerda para a direita • Anomalias 1º) B, C, N, O e F a afinidade eletrônica é menor que o esperado 2º) 1ª AE do C>1ª AE do N e 1ª AE do Si>1ª AE do P 3º) AE do S> AE do O 4º) AE do F<AE do Cl 24 vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqüência, essa propriedade tende a crescer na tabela periódica: • Nos períodos: da esquerda para a direita, • Nos grupos: de baixo para cima. Conclusão: o elemento mais eletronegativo da tabela é o flúor. Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons. Arbitrou para o flúor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinados a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio ( 0,7 ). A eletronegatividade não possui unidade porque é um valor relativo. • A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: • As diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); • As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); • As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). f) Propriedades Óticas Cor A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da região da luz visível. Cor das Chamas Como resultado das baixas energias de ionização, elétrons podem ser excitados facilmente a um nível energético mais elevado, como no teste da chama. O calor da chama excita um dos elétrons externos do átomo a um nível energético mais alto. Quando o elétron excitado retorna ao nível energético original, ele libera a energia adicional absorvida. A energia emitida aparece como luz visível, provocando a cor característica da chama. É característica dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Cor dos compostos e soluções A absorção na região visível e UV do espectro são causadas por variações na energia eletrônica. É sempre possível promover um elétron de um nível energético para outro. Contudo, os saltos de energia geralmente são tão grandes que a absorção ocorre na região do UV. Circunstâncias especiais podem tornar possíveis saltos menores na energia eletrônica que aparecem como uma absorção na região do visível. Essas circunstâncias podem ser encontradas em íons contendo camadas d ou f incompletas. Assim, em íons de elementos de transição com um nível d apenas parcialmente preenchido, será possível promover elétrons de um nível d para outro níveld de energia maior. Isso corresponde a uma diferença de energia bastante pequena, ocorrendo absorção de luz da região do visível. Muitos compostos iônicos e covalentes dos elementos de transição são coloridos. Já os compostos dos elementos dos blocos s e p são quase sempre incolores. 25 3) ESTRUTURA MOLECULAR SÍMBOLOS DE LEWIS • Constituído pelo símbolo do elemento (que representa o núcleo e os elétrons internos do átomo) e por pontos (representam os elétrons de valência) dispostos em torno do símbolo. • Regra do octeto: “átomos tendem a ceder, receber ou compartilhar elétrons, até que tenham na camada de valência oito elétrons como os gases nobres (ou 4 pares de elétrons)”. ESTRUTURAS DE LEWIS • As estruturas de Lewis são úteis para a compreensão da ligação química em muitos compostos e são bastante usadas na discussão das propriedades das moléculas. • Regras para desenhar as estruturas de Lewis: 1) Determinar o arranjo dos átomos na molécula, elegendo um átomo central. 2) Somar os elétrons de valência de todos os átomos. Acrescentar um elétron se a molécula for um íon mono-negativo e retirar um elétron se a molécula for um íon mono-positivo. 3) Colocar um par de elétrons entre dois átomos, para formar uma ligação simples. O par de elétrons será simbolizado por um traço. 4) Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo central, usando os elétrons restantes. 5) Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. 6) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, fazer ligações múltiplas. EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO • Moléculas com número ímpar de elétrons: ClO2; NO • Moléculas nas quais um átomo tem menos que 8 elétrons: BF3, NH3BF3 • Moléculas, nas quais, um átomo tem mais que 8 elétrons: PCl5, ICl4- ESTRUTURAS MOLECULARES – TEORIA VSEPR • As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. • A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. • Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão → teoria VSEPR (Valence-Shell Electron Pair Repulsion) 26 ∗ As geometrias ideais que minimizam a repulsão entre os pares eletrônicos são: Como prever o formato das moléculas? 1º) Montar as estruturas de Lewis 2º) Observar se há ou não pares de elétrons não-ligantes sobre o átomo central a) Moléculas com átomos centrais sem pares de elétrons não-ligantes Para estas moléculas a geometria será alguma das apresentadas acima, respeitando o número de átomos terminais. Ex.: CCl4 b) Moléculas com átomos centrais com pares de elétrons não-ligantes Os pares isolados provocam algumas distorções na estrutura e nos ângulos devido ao fato de : Repulsão PI-PI > PI-PL > PL-PL ∗ Quando um par isolado (PI) está presente, os ângulos das ligações são menores que os previstos pela geometria ∗ Os pares isolados escolhem as maiores localizações ∗ Se todos os locais são iguais em tamanho, os pares isolados serão trans um em relação ao outro “Um par de elétrons isolado ocupa um espaço maior do que um par de elétrons ligante” Dependendo do número de pares de elétrons isolados que o átomo central possui, a molécula pode ter as seguintes geometrias: 27 OBS.: Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos átomos. I) Moléculas Trigonal-plana II) Moléculas Tetraédricas OBS.: Ligações duplas ou triplas são consideradas como ligações simples para a previsão da geometria molecular. 28 III) Moléculas Bipirâmide-trigonal IV) Moléculas Octaédricas 29 FORMATO MOLECULAR E POLARIDADE Moléculas Polares: se todos os átomos ligados ao átomo central não forem os mesmos, ou se existirem pares de elétrons isolados no átomo central, a molécula é geralmente polar. Moléculas Apolares: se não existirem pares de elétrons isolados no átomo central ou todos os átomos ligados ao átomo central são iguais, a molécula é apolar. • Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é polar. • É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar. • Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear. • Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam. • Conseqüentemente, a água é uma molécula polar. • A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular. • 30 EXERCÍCIOS – ESTRUTURA ATÔMICA E MOLECULAR Estrutura Atômica 1) Uma estação FM opera na freqüência 101,1 MHz (1 MHz = 106 Hz ou ciclos/s). Qual o comprimento da onda deste sinal em metros? 2) O Ozônio protege os habitantes da terra contra os efeitos danosos da radiação ultravioleta (UV) originária do sol. Esta blindagem é máxima para o comprimento de onda 295 nm. Qual a freqüência em hertz desta radiação? 3) Quais os números quânticos usados para descrever um orbital? Que propriedade de um orbital esta associada a cada número quântico? 4) Quais, dentre os seguintes conjuntos, constituem conjuntos válidos de números quânticos? Explique, no caso do conjunto inválido, as razões da incorreção. a) n = 2 l = 1 ml = 0 b) n = 6 l = 5 ml = -1 c) n = 4 l = 3 ml = -4 d) n = 3 l = 3 ml = 0 5) Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no estado fundamental, determine o seu número atômico, segundo a convenção estabelecida (ms = ↑ ½). a) n = 3 l = 2 ml = -1 ms = +1/2 b) n = 5 l = 1 ml = 0 ms = -1/2 c) n = 4 l = 1 ml = -1 ms = +1/2 d) n = 5 l = 1 ml = -1 ms = -1/2 e) n = 4 l = 2 ml = -3 ms = -1/2 f) n = 5 l = 0 ml = 0 ms = +1/2 6) Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: P, Ni, As, Ba, Rh. Indique o conjunto de números quânticos do elétron mais energético. 7) Determine o conjunto de números quânticos para o elétron mais energético, no estado fundamental, para os átomos com os seguintes números atômicos: 3, 7, 10, 20, 23 e 29. 8) Quais dos seguintes orbitais fazem ou não sentido de acordo com a mecânica ondulatória? Explique sua resposta: 2d, 6h, 7g, 3f. 9) Quantos elétrons podem ser acomodados no subnível h? Qual é o mais baixo valor de n para uma camada que tem um subnível h e quais são os valores de ml permitidos para este subnível? 10) Escreva as estruturas eletrônicas dos elementos de números atômicos de 20 a 30 e classifique-os em paramagnéticos e diamagnéticos, aplicando a regra da multiplicidade máxima de Hund. Indique qual destes elementos exibe maior paramagnetismo. 11) Se os orbitais p são todos ocupados igualmente, a distribuição de carga do átomo é esfericamente simétrica. O mesmo é válido para um conjunto de orbitais d. Um conjunto completamente preenchido ou completamente semipreenchido de orbitais é esfericamente simétrico quanto à carga. Indique quais das seguintes espécies possuem simetria esférica de carga: Na, Na+, Al, Zn, N, F, O-2, Cr. 12) Um determinado átomo tem, no estado fundamental, a estrutura eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Baseando-se apenas nessa informação, deduza o seguinte: a) número atômico do elemento b) número de elétrons naúltima camada c) número de elétrons desemparelhados no átomo 13) Explique através da combinação dos números quânticos porque o nível M admite no máximo 18 elétrons. 31 Tabela Periódica 1) Coloque os elementos abaixo em ordem crescente de raios atômicos. Explique. a) Al, C e Si b) Al, B, C, K e Na c) Ca, Rb, P, Ge e Sr 2) Compare os elementos Li, K, C e N. a) Qual o elemento possui o maior raio atômico? b) Coloque os elementos em ordem crescente de Energia de Ionização. 3) As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, tem a mesma configuração eletrônica. Coloque-as em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+. 4) Qual dos seguintes elementos espera-se que tenham Afinidades Eletrônicas mais baixas: P, S, Mg e Cl. 5) Organize os seguintes átomos em ordem decrescente de Eletronegatividade: F, Li, C, Li+. 6) Responda as perguntas formuladas sobre os elementos A e B que têm as seguintes configurações eletrônicas: A = [Kr] 5s1 B = [Ar] 4s2 3d10 4p4 a) O elemento A é um metal, não-metal ou semimetal? b) Que elemento tem maior Energia de Ionização? c) Que elemento tem Afinidade Eletrônica mais negativa? d) Que elemento tem átomos maiores? 7) Quais, dentre os íons seguintes, têm existência pouco provável? Explique. Cs+, Fe2-, Se5+, I-. 8) A configuração eletrônica de um elemento é: [Ar] 4s2 3d2 a) Qual a identidade do elemento? b) Em que grupo e período se encontra o elemento? c) O elemento é diamagnético ou paramagnético? d) Escreva o conjunto completo dos números quânticos do elétron mais energético. 9) De que forma se pode explicar a variação da Energia de Ionização dentro de um grupo? 10) Como se explica a diferença de Energia de Ionização entre os elétrons s e p do oxigênio? 11) Explique a diferença de Afinidade Eletrônica entre os seguintes pares de átomos. a) Cl e F b) O e F 12) Por que a segunda Afinidade Eletrônica de um elemento é sempre uma quantidade endotérmica? 13) Qual é o maior íon entre os seguintes pares? a) Li+ e Be2+ b) Li+ e Na+ c) F- e Na+ 14) Existem elementos que formam mais de um íon positivo. Por exemplo: elemento raio(Å) 1º íon raio(Å) 2º íon raio(Å) Fe 1,28 Fe2+ 0,76 Fe3+ 0,64 Co 1,25 Co2+ 0,78 Co3+ 0,63 Cu 1,26 Cu+ 0,96 Cu2+ 0,69 . Explique porque nestes casos o íon com maior carga positiva é sempre menor. 15) Responda às seguintes questões, levando em consideração a estrutura eletrônica sem consultar a Tabela Periódica: a) Em que grupo será encontrado: 1 – o elemento com Z = 20 2 – um elemento cuja camada de valência contém 2 elétrons s e 2 elétrons p b) Em que período será encontrado um elemento cujo elétron mais energético é: 1 – um elétron 3s 2 – um elétron 4p 32 16) Por que o Sr (Z = 38) e o Cd (Z = 48) não pertencem à mesma família embora sua camada de valência seja a mesma? 17) Por que a 1ª Energia de Ionização do Mg é maior do que a do Na e do que a do Al? 18) Justifique a seguinte afirmação: “A primeira Energia de Ionização do Ar é maior do que a primeira Energia de Ionização do K, mas a segunda Energia de Ionização do Ar é menor do que a segunda Energia de Ionização do K”. Estrutura Molecular 1) Quais, entre os elementos seguintes, podem ter mais do que quatro pares de elétrons de valência? Ou seja, quais podem participar de compostos com cinco ou seis pares de elétrons de valência? a) C b) P c) O d) F e) Cl f) B g) Se h) Sn 2) Desenhe as estruturas de Lewis de cada molécula seguinte: a) BrF5 b) IF3 3) Quais dos compostos seguintes, em cada par, têm o maior ângulo? Por quê? a) CH4 e NH3 b) OF2 e OCl2 c) NH3 e NF3 d) PH3 e NH3 4) Considere as seguintes moléculas: H2O, CO2, CCl4, NH3 e ClF a) Que composto tem ligação mais polar? b) Que compostos da lista são mais polares? c) Que átomo, no ClF, tem carga mais negativa? 5) O átomo de bromo no BrF5 está no plano da base de uma pirâmide de base tetragonal. O ângulo entre as ligações da base da pirâmide e a ligação do vértice da pirâmide é menor do que 90º. Explique estes fatos. 6) Usando a VSEPR prediga a geometria de uma molécula de SF4 e de uma molécula de XeF2. 7) O arsênio, um veneno bem conhecido, pode ser detectado convertendo-se seus compostos para uma substância bastante instável, a arsina (AsH3), que se decompõe facilmente sobre a superfície quente de vidro limpo, onde deposita um espelho de arsênio puro. Qual é a forma da molécula AsH3? 8) Faça uma previsão de quais moléculas são polares: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, BF3, NF3. GABARITO – ESTRUTURA ATÔMICA E MOLECULAR Estrutura Atômica 1) 2,97 m 2) 1,017 x 1015 s-1 (Hz) 3) Nº Quântico Principal – n: tamanho e energia do orbital, distância média do núcleo Nº Quântico Azimutal – l: forma e energia do orbital Nº Quântico Magnético – ml: orientação do orbital no espaço 4) a) 2p2 ou 2p5 b) 6h5 ou 6h16 c) conjunto não válido: ml não pode ser = - 4 (máximo ml = -3 a +3) d) conjunto não válido: l não pode ser = 3 (máximo l = 2) 33 5) a) Z = 22 Ti b) Z = 53 I c) Z = 31 Ga d) Z = 52 Te e) conjunto impossível f) Z = 37 Rb 6) a) [Ne] 3s2 3p3 n = 3 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 b) [Ar] 4s2 3d8 n = 3 l = 2 ml = 0 ms = -1/2 c) [Ar] 4s2 3d10 4p3 n = 4 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 d) [Xe] 6s2 n = 6 l = 0 ml = 0 ms = - 1/2 e) [Kr] 5s2 4d7 n = 4 l = 2 ml = -1 ms = - 1/2 7) a) Z = 3 1s2 2s1 (2, 0, 0, +1/2) b) Z = 7 1s2 2s2 2p3 (2, 1, 1, +1/2) c) Z = 10 1s2 2s2 2p6 (2, 1, 1, -1/2) d) Z = 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4, 0, 0, -1/2) e) Z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (3, 2, 0, +1/2) f) Z = 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (3, 2, 2, -1/2) 2d: n = 2 e l = 2: não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 1 6h: n = 6 e l = 5; faz sentido, pois l pode variar de o até 5 7g: n= 7 e l = 4; faz sentido, pois l pode variar de 0 até 6 3f: n = 3 e l = 3; não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 2 subnível h: l = 5 ml = -5, -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 (11 orbitais) podem ser acomodados até 11x2 = 22 elétrons l varia de 0 até (n-1): se l = 5 (n-1), então n mais baixo é n = 6 (6ª camada) 10) Z = 20 4s2 Diamagnético Z = 21 4s2 3d1 Paramagnético (1 elétron desemparelhado) Z = 22 4s2 3d2 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) Z = 23 4s2 3d3 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) Z = 24 4s1 3d5 Paramagnético (6 elétrons desemparelhados) – mais paramagnético Z = 25 4s2 3d5 Paramagnético (5 elétrons desemparelhados) Z = 26 4s2 3d6 Paramagnético (4 elétrons desemparelhados) Z = 27 4s2 3d7 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) Z = 28 4s2 3d8 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) Z = 29 4s1 3d10 Paramagnético (1 elétrons desemparelhados) Z = 30 4s2 3d10 Diamagnético 11) Na: [Ne] 3s1 simetria esférica Na+: [Ne] simetria esférica Al: [Ne] 3s2 3p1 simetria não esférica Zn: [Ar] 4s2 3p10 simetria esférica N: [He] 3s2 3p3 simetria esférica F: [He] 3s2 3p5 simetria não esférica O2-: [He] simetria esférica Cr: [Ar] 4s1 3d5 simetria esférica 12) a) Z = 14 b) 4 elétrons c) 2 elétrons desemparelhados 13) M: n = 3 então l = 0, 1, 2 (3 subníveis) l = 0 (s) – 1 orbital – 2 elétrons l = 1 (p) – 3 orbitais – 6 elétrons l = 2 (d) – 5 orbitais – 10 elétrons TOTAL de elétrons no nível M: 18 34 Tabela Periódica 1) a) C < Si < Al b) C < B < Al < Na < K c) P < Ge < Ca < Sr < Rb 2) a) K tem maior raio b) K < Li < C < N 3) Mg2+ < Na+ < Ne < F- < O2- 4) Menor AE: Mg e MaiorAE: Cl 5) Li < Li+ < C < F 6) A = Rb B = Se a) Metal – bloco s b) Se c) Se d) Rb 7) Fe2-: Fe é metal e tem baixa AE – dificilmente forma ânions Se5+: Grupo 16 – alto PI – dificilmente perde 5 elétrons 8) a) Ti b) grupo 4 e período 4 c) [Ar] 4s2 3d2 – Paramagnético d) (3, 2, -1, +1/2) 9) Grupos: aumenta com a diminuição de níveis de energia Períodos: aumenta com a diminuição do raio e o aumento da Carga Nuclear Efetiva (Zef) O: 1s2 2s2 2p4 Os elétrons “s” têm maior PI por dois motivos: 1º) a remoção de elétrons “p” representam : 1º PI, 2º PI, 3º PI e 4º PI enquanto a remoção de elétrons “s” representa 5º PI e 6º PI. Sabe-se que 1º PI < 2º PI < 3º PI. 2º) os elétrons “s” tem menor energia que os elétrons “p” e, portanto, sempre será mais difícil remove- los 11) a) Cl e F 1ª AE do Cl + - 83,4 kcal/mol 1ª AE do F = - 79,5 kcal/mol Átomos do 2º período são exceção à regra geral. O F é muito pequeno e a entrada de um elétron adicional aumenta muito a densidade de carga negativa ao seu redor e a repulsão entre os elétrons faz com que a 1ª AE seja menos negativa do que seria esperado. b) O e F 1ª AE do O = -34 kcal/mol 1ª AE do F = -79,5 kcal/mol Ambos estão no 2º período e a Zef do F é maior que a Zef do O. Logo o F tem mais atração por elétrons do que o O e sua 1ª AE será mais negativa. 12) Porque após o acréscimo do 1º elétron obtém-se um ânion e o 2º elétron tem que vencer a repulsão para ser aceito. Logo, ocorre absorção de energia para formar um ânion bivalente. 13) a) Li+ : 3 prótons atraindo 2 elétrons Be2+: 4 prótons atraindo 2 elétrons Logo: raio do Li+ > raio do Be2+ b) Li+: 2º período – configuração do He Na+: 3º período – configuração do Ne Logo: raio do Li+ < raio do Na+ c) F-: 9 prótons atraindo 10 elétrons Na+: 11 prótons atraindo 10 elétrons Logo: raio do F- > raio do Na+ 14) Porque à medida que os elétrons vão sendo removidos diminui o número de elétrons que são atraídos por uma mesma carga nuclear. Por esta razão ocorre contração do cátion em relação ao átomo neutro. Se houver eliminação de um nível de energia, a contração é mais acentuada. 15) a) 1 - Z = 20: [Ar] 4s2 – grupo 2 2 - ns2 np2: grupo 14 b) 1 – 3s – 3º período 2 – 4p – 4º período 16) Sr (Z = 38): [Kr] 5s2 Cd (Z = 48): [Kr] 5s2 4d10 Ambos têm 2 elétrons na última camada, mas o Sr tem o subnível 4d vazio enquanto o Cd tem 10 elétrons no subnível 4d. 35 17) Na: 1º PI = 119 kcal/mol (remoção de um elétron “s”) Mg: 1º PI = 176 kcal/mol (remoção de elétron “s”) Al: 1º PI = 138 kcal/mol (remoção de elétron “p”) Então: - 1º PI do Na < 1º PI do Mg: Mesmo período mas Zef do Mg > Zef do Na (Mg é menor que o Na) - 1º PI do Mg > 1º PI do Al: Mesmo período e Zef do Mg < Zef do Al (Al menor que o Mg), mas o elétron a ser removido do Al é um elétron “p” e o elétron a ser removido do Na é um elétron “s”. Um elétron “p” é mais energético (menos atraído pelo núcleo) do que um elétron “s” do mesmo nível. 18) 1º PI do Ar > 1º PI do K: Ar é gás nobre e tem configuração altamente estável enquanto o K é um metal que ao perder 1 elétron adquire a configuração do gás nobre Ar. 2º PI do Ar < 2º PI do K: Quando o Ar perde 1 elétron (Ar+), deixa de ter configuração de gás nobre e o K quando perde 1 elétron (K+) adquire a configuração do gás nobre Ar. Neste caso, é mais difícil tirar o segundo elétron do K+, que tem configuração de gás nobre do que do Ar+ que perdeu a configuração de gás nobre. Estrutura Molecular 1) a) C: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) b) P: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) c) O: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) d) F: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. de 4 pares) e) Cl: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) f) B: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) g) Se: 4º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para ligações (mais de 4 pares) h) Sn: 5º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para ligações (mais de 4 pares) 2) a)BrF5 b) IF3 3) a) CH4 tem maior ângulo: não tem repulsão pi/pL; só tem repulsão pL/pL b) OCl2 tem maior ângulo: substituinte maior e menos eletronegativo; pL mais perto do O c) NH3 tem maior ângulo: substituinte menos eletronegativo; par de elétrons mais perto do N e)NH3 tem maior ângulo: át. central mais eletronegativo atrai mais o pL; maior repulsão pL/pL 4) a) H2O tem ligação mais polar; maior diferença de eletronegatividade b) Compostos mais polares: H2O, NH3 e ClF c) O F tem maior eletronegatividade 5) O Br tem 6 pares de elétrons ao redor; a geometria dos pares é octaédrica. Mas destes 6 pares, 5 são pL e 1 é pi. Logo a Geometria da Molécula é pirâmide de base quadrada. Como a repulsão pi/pL é maior que a repulsão pL/pL, os ângulos são um pouco menores que 90º. 6) SF4: Molécula em forma de gangorra XeF2: Molécula linear 7) Pirâmide Trigonal (pirâmide de base triangular) 8) Polares: ICl, CH2Cl2, PCl3, NF3 Br F F F F F I F F F 36 4) LIGAÇÃO QUÍMICA 1) INTRODUÇÃO De que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e por que os átomos formam ligações? Uma molécula será formada somente se esta for mais estável e tiver menor energia do que os átomos individuais. Considere os elementos do grupo 18 da tabela periódica. Eles compreendem os gases nobres hélio, neônio, argônio, kriptônio, e xenônio e radônio, conhecidos por sua inércia química. Os átomos dos gases nobres geralmente não reagem com nenhum outro átomo, e suas moléculas são monoatômicas, isto é, contém apenas um átomo. A baixa reatividade decorre do fato de suas energias já serem baixas, e não poderem ser diminuídas ainda mais através da formação de compostos. A baixa energia dos gases está associada ao fato deles terem o nível eletrônico mais externo completamente preenchido. Essa estrutura é frequentemente denominada estrutura de gás nobre, e se constitui num arranjo de elétrons particularmente estável. A formação de ligações químicas envolve normalmente só os elétrons do nível mais externo do átomo e, através da formação de ligações, cada átomo adquire uma configuração eletrônica estável. O arranjo eletrônico mais estável é a estrutura de um gás nobre, e muitas moléculas possuem essa estrutura. 2) TIPOS DE LIGAÇÕES Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável por três maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhando elétrons. Os elementos podem ser classificados em: • Elementos eletropositivos, cujos átomos perdem um ou mais elétrons com relativa facilidade. • Elementos eletronegativos, que tendem a receber elétrons. • Elementos com reduzida tendência de perder ou receber elétrons. Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos de ligações químicas podem ser formadas: • Ligação iônica: elemento eletropositivo + elemento eletronegativo • Ligação covalente: elemento eletronegativo + elemento eletronegativo • Ligação metálica: elemento eletropositivo + elemento eletropositivo Dependendo da diferença de eletronegatividade entre os átomos, as Ligações Químicas podem ser classificadas em: Diferença de eletronegatividade entre os átomos Tipo de ligação Menor que 0,5 Covalente não polar 0,5 a 1,9 Covalente polar Maior que 1,9 Iônica Em ligações covalentes polares: átomo mais eletronegativo: δ-
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