Aula 1 - Introdução

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Disciplina de QI (I) – Licenciatura em Química - (1o semestre 2014)- Pires, AM. 
Disciplina Química Inorgânica I
Profa. Dra. ANA MARIA PIRES
Disciplina de QI (I) – Licenciatura em Química - (1o semestre 2014)- Pires, AM. 
1 – Apresentação da disciplina
2 – A Química Inorgânica
3 – Nucleogênise
4 – Elementos químicos
5 – A tabela periódica e propriedades periódicas
PLANO DE AULA
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Bibliografia:
- D.F. Shriver and P. W. Atkins – Inorganic Chemistry 3.0 – CD-ROM 
prepared by K. Harrison, University of Oxford, Oxford University Press, 
1999.
- L. Jones and P. Atkins – Chemistry Molecules, Matter and Change 4.0 –
Instructor’s Resource CD-ROM, W. H. Freeman and Company, New Yor, 
2000.
- J. D. Lee – Química Inorgânica não tão Concisa – Editora Edgard Blücher 
Ltda, tradução da 5ª edição inglesa, 1999.
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Motivação
• Conhecer os elementos e suas propriedades para 
poder, então manipulá-los de forma a obter o 
máximo desempenho de suas propriedades.
http://en.wikipedia.org/wiki/Atomic_orbital
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Definição
• O que é Química Inorgânica?
Inorganic chemistry is the branch of chemistry concerned with the
properties and behavior of inorganic compounds. This field covers all
chemical compounds except the myriad organic compounds (carbon
based compounds, usually containing C-H bonds), which are the
subjects of organic chemistry. The distinction between the two disciplines
is far from absolute, and there is much overlap, most importantly in the
sub-discipline of organometallic chemistry.
Conceito Geral: Inorgânica é tudo que não é Orgânica.
http://en.wikipedia.org/wiki/Inorganic_chemistry
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Química inorgânica ou química mineral é o ramo
da química que estuda os elementos químicos e
as substâncias da natureza que não possuem
o ”carbono coordenado em cadeias”, investigando as suas
estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo de
suas reações e transformações.
Os materiais inorgânicos compreendem cerca de 95% das
substâncias existentes no planeta Terra.
As chamadas "substâncias inorgânicas" que servem de foco
de estudo para a química inorgânica, são divididos em 4
grupos denominados como "funções inorgânicas".
São eles: Ácidos; Bases (hidróxidos); Sais; e Óxidos.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Química_inorgânica
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“A química inorgânica lida com as propriedades de todos os
elementos da Tabela Periódica. Esses elementos variam desde metais
super reativos, como o sódio, até metais nobres, como o ouro. Os não-
metais incluem sólidos, líquidos e gases e variam desde o flúor, agente
altamente oxidante e agressivo, até gases inertes como o hélio. Embora
esta variedade e diversidade sejam objetos de estudo da química
inorgânica, existem padrões e tendências que enriquecem e ampliam
nossa compreensão da disciplina. Estas tendências em reatividade,
estrutura e propriedades dos elementos e seus compostos nos dão uma
visão desta ampla paisagem que é a tabela periódica e nos provém os
alicerces sobre os quais construímos o conhecimento.”
Shriver, Atkins, Overton, Rourke, Weller, Armstrong – Inorganic 
Chemistry
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“A química inorgânica estuda as 
formas com que os diferentes elementos 
interagem entre si e as propriedades 
destas interações (forças físicas) que os 
químicos definem como:
Ligações QuímicasLigações Químicas
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Nucleogênise: Origem dos Nucleogênise: Origem dos 
elementoselementos
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http://noticias.uol.com.br/ultnot/cienciaesaude/album/1202_album.jhtm?abrefoto=68#fotoNav=63
A concepção artística divulgada pela Nasa (agência espacial americana) mostra pela primeira vez
moléculas de carbono, apelidadas de 'buckyballs', em estado sólido no espaço. As partículas
sólidas foram encontradas próximas a uma região de formação de estrelas chamada Ophiuchi a
6.500 anos-luz da Terra. A descoberta das buckyballs em estado sólido destaca que algumas
regiões próximas à formação de estrela concentram maior quantidade de carbono, visto que uma
buckyball é formada por 60 átomos da substância .
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Variação da massa atômica média dos elementos com o número atômico.
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http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/origem-dos-elementos-quimicos/origem-dos-elementos-quimicos.php
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Segundo o astrofísico Neil deGrasse Tyson,
“ Não só fazemos parte do universo, mas também 
o universo está dentro de nós.”
Segundo filósofos modernos:
“Somos todos poeira das estrelas.”
http://hypescience.com/28928-qual-a-origem-dos-elementos-da-tabela-periodica/
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Composição da crosta terrestre relativo ao número de átomos de Si.
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http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i=5&id=527
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Elementos QuímicosElementos Químicos
Denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem 
o mesmo número de prótons em seu núcleo, ou seja, o 
mesmo número atômico (Z). O termo elemento químico pode se 
referir também a uma substância química pura composta por 
átomos com o mesmo número de prótons em seu núcleo. 
Este último conceito algumas vezes é chamado de substância 
elementar.
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ESTRUTURA 
QUÍMICA DO 
DNA
As
As
As
As
As
As
As
As
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ψψ EH =
O ÁtomoO Átomo
Equação de Schrödinger
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1s 2s 3s
2p 3p 4p
3d 4d 5d
http://en.wikipedia.org/wiki/Atomic_orbital
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Átomos polieletrônicosÁtomospolieletrônicos
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Regra para a distribuição eletrônica
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais 
os elétrons de um elemento estão localizados.
• Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o 
mesmo orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem 
cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital 
receber um segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
Diagrama Mnemônico* 
1s 1p 1d 1f
2s 2p 2d 2f
3s 3p 3d 3f
4s 4p 4d 4f 4g
5s 5p 5d 5f 5g
6s 6p 6d 6f 6g
7s 7p 7d 7f 
8s 8p 8d
Não existem 
estes 
orbiais
Não há 
elementos 
conhecidos 
com estes 
orbitais
Diagrama Pauling
*Sugerido por Moeller, 1952, 
para facilitar a memorização. 
Configuração eletrônica, tabela periódica e distribuição de elétrons
#
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Exercício:
Dê a configuração eletrônica dos seguintes átomos:
(a) N (Z=7)
(b) Mg (Z=12)
(c) Ni (Z=28)
(d) Ar (Z=18)
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Configurações eletrônica condensadas
• O neônio (Z = 10) tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o 
sódio como 
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas
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Exercício:
Dê a configuração eletrônica condensada dos seguintes átomos:
(a) Se (Z=34)
(b) Nb (Z=41)
(c) Fr (Z=87)
(d) Sm (Z=62)
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•Em 2002, havia 115 elementos conhecidos.
•A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
•Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos 
fazer previsões sobre elementos não descobertos?
O desenvolvimento da Tabela O desenvolvimento da Tabela 
PeriódicaPeriódica
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• Ordenar os elementos de modo que reflitam as tendências
nas propriedades químicas e físicas.
• A primeira tentativa (Mendeleyev e Meyer) ordenou os
elementos em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em
1871, Mendeleyev observou que a posição mais adequada
para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um
elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de
propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi
descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à
previsão de Mendeleyev.
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•A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as 
configurações eletrônicas.
•O número do período é o valor de n.
•Os grupos 1 e 2 (1A e 2A) têm o orbital s preenchido.
•Os grupos (13-18) 3A -8A têm o orbital p preenchido.
•Os grupos (3-12) 3B -2B têm o orbital d preenchido.
•Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configuração eletrônica e tabela 
periódica Metais de transição
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser 
preenchidos.
• Depois que os orbitais 3d estiverem 
preenchidos, os orbitais 4p começam a ser 
preenchidos.
• Metais de transição: são os elementos nos 
quais os elétrons d são os elétrons de 
valência.
ConfiguraçõesConfigurações eletrônicaseletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
• Observe: La: [Kr]6s25d14f1.
• Os elementos La -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são 
chamados lantanídeos ou lantanóides ou elementos terras-
raras, quando incluem o Y e o Sc.
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são 
chamados actinídeos ou actinóides.
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
ConfiguraçõesConfigurações eletrônicaseletrônicas
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A Estrutura do Átomo
O ÁTOMO DE HIDROGÊNIO
�Solução da Equação de Schröedinger para H:
�
3 nos quânticos: n, l, ml (sistema tridimensional)
�
Grupo 3 números inteiros que especificam uma situação particular
�Cada solução para cada grupo ≠ n, l, ml = chamada autovalor
(representa orbital átomo H)
Ψ=Ψ EHˆ
autovalor
-para representar graficamente Ψs completas: gráfico com 4 dimensões e coordenadas 
para cada uma das três dimensões espaciais (x,y,z, ou r, θ, φ) 
e um 4o valor, a Ψ (função de onda)
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Equação de SchrodingerEquação de Schrodinger
V
zyxm
hH −





∂
∂
+
∂
∂
+
∂
∂−
= 2
2
2
2
2
2
2
2
8pi
222
0
2
4 zyx
ZeV
++
−
=
piε
ψψ EH =
Contribuição da Energia Cinética Contribuição da 
Energia Potencia
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http://www.quimica3d.com
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• Considere uma molécula diatômica 
simples. 
• A distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação.
•Se os dois átomos que formam a 
molécula são os mesmos, metade da 
distância de ligação é denominada raio 
covalente do átomo. 
TAMANHO DOS ÁTOMOS
Propriedades PeríodicasPropriedades Períodicas
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Tendências periódicas nos raios atômicos
• Como uma conseqüência do ordenamento na tabela periódica,
as propriedades dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-
se menores. Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanho dos átomosTamanho dos átomos
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Tendências periódicas nos raios atômicos
• A medida que o número quântico principal aumenta (ex.
descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao
núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de
elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga
nuclear aumenta. Consequentemente, aumenta a atração entre o
núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o
raio atômico diminua.
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Blindagem e Carga Nuclear EfetivaBlindagem e Carga NuclearEfetiva
Os elétrons mais internos blindam os 
Os elétrons mais internos blindam os Os elétrons mais internos blindam os 
Os elétrons mais internos blindam os 
elétrons mais externos, reduzindo a 
elétrons mais externos, reduzindo a elétrons mais externos, reduzindo a 
elétrons mais externos, reduzindo a 
atração entre o núcleo e os elétrons mais 
atração entre o núcleo e os elétrons mais atração entre o núcleo e os elétrons mais 
atração entre o núcleo e os elétrons mais 
distantes no átomo.
distantes no átomo.distantes no átomo.
distantes no átomo.
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Regras de Slater
Quatro regras para determinar S:
1. A estrutura eletrônica atômica é escrita na ordem de energia 
aumentando n e l como se segue:
2. Os elétrons na direita não blindam os elétrons na esquerda.
(1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p) (5d) ...
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a. Cada elétron na mesma camada contribui com 0,35. Exceto um
elétron 1s que contribui com 0,30 para o segundo elétrons.
b. Cada elétrons na camada n-1 contribui com 0,85.
c. Cada elétrons na camada n-2 ou mais interna contribui com
1,00.
3. Para elétrons n e p:
a. Cada elétron no mesmo grupo contribui com 0,35.
b. Cada elétron em grupos a esquerda contribui com 1,00.
4. Para elétrons d e f:
Ex: Calcule o S e o Z* para um elétron de valência do átomo de
O(Z=8); de um átomo de Ni(Z=28); de um átomo de Co(Z=27) e
Sc(Z=21).
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Configurações eletrônicas de íons
•Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o 
maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d64s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) Fe2+ = ?
•Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo 
valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒F− (1s2 2s2 2p6) 
Tamanho dos íonsTamanho dos íons
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Tendências nos tamanhos dos íons
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em
um composto iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga
nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que
contenham os elétrons de valência.
• 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.
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Tendências dos tamanhos dos íons
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon
aumenta a medida que descemos em um grupo na
tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica
têm o mesmo número de elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série
isoeletrônica, os íons tornam-se menores:
O2-> F-> Na+> Mg2+> Al3+
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•A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia 
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso, isolado e 
em seu estado fundamental:
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. 
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
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Variações nas energias de ionizações sucessivas
•Há um acentuado aumento na energia de
ionização quando um elétron mais interno é
removido.
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Tendências periódicas nas primeiras energias de 
ionização
• A energia de ionização diminui a medida que descemos em um
grupo.
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente
removido ao descermos em um grupo.
• A medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um
elétron do orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Conseqüentemente, fica mais
difícil remover um elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção
do quarto elétron p.
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• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um 
átomo gasoso, isolado e em seu estado fundamental ganha 
um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e-→ Cl-(g)
• A afinidade eletrônica, na grande maioria dos casos é 
exotérmica (reação acima), um exemplo de processo 
endotérmico é:
Ar(g) + e-→ Ar-(g)
Afinidade eletrônicaAfinidade eletrônica
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