Material primeira parte da disciplina de Química Geral I

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EMENTA DA DISCIPLINA 
F
C
O
 
0
0
3
G
V
 
 
 1 
I. DADOS DA DISCIPLINA 
Curso: Farmácia Programa nº 01 
Disciplina: QUÍMICA GERAL I 
Cód: FCO003GV 
Carga Horária Semanal: 3 h/a Teórica: 45 horas 
Elaborado pelo Professor: Jeferson Gomes da Silva 
II. PERÍODOS DE VIGÊNCIA DESTE PROGRAMA/PROFESSOR 
2017/03 Jeferson Gomes da Silva 
 
III. EMENTA 
 Fornecer os fundamentos da estrutura da matéria (partículas, átomos, moléculas, ligações, 
interações, estequiometria, reações químicas, noções ponderais e parâmetros físicos), fazendo a 
correlação entre aspectos microscópicos de substâncias e materiais diversos com suas propriedades 
macroscópicas. Estudo dos átomos, moléculas e compostos diversos, abordando as ligações/interações 
intermoleculares, bem como cálculos estequiométricos e de concentração. Estudar a energia envolvida 
nas transformações físico-químicas. Reações químicas: tipos de reações, previsão, balanceamento, 
identificação. 
IV. OBJETIVOS 
 Fornecer embasamento teórico sobre fundamentos básicos a serem aplicado no curso de Farmácia. 
V. CONTEÚDO PROGRAMÁTICO 
A Disciplina abordará os seguintes temas: 
 
1) Estrutura da Matéria: Natureza elétrica da matéria; Teorias de Thomson e Rutherford; Origens da 
Teoria dos Quanta; O átomo de hidrogênio; Dualidade partícula-onda; Princípio da incerteza; 
Átomos polieletrônicos. 
 
2) Propriedades Periódicas dos Elementos: A tabela periódica; Propriedades periódicas; Análise das 
variações das seguintes propriedades no quadro periódico: Raios atômico, Covalente e iônico; 
Energia de ionização; Eletronegatividade; Carga nuclear efetiva e números de oxidação. 
 
3) Ligações Químicas: Ligação iônica: Ciclo de Born-Haber; retículos cristalinos; Outros tipos de 
atrações eletrostáticas; Ligação covalente: Ligações covalentes mais simples e Ligação Metálica; 
 
4) Reações em Solução Aquosa: Teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis; Fatores que 
interferem na acidez e basicidade; Força dos ácidos e bases. 
 
5) Equilíbrio Químico: Equilíbrios ácido-base; Hidrólise de sais; Soluções tampão; Produto de 
solubilidade. 
 
 
EMENTA DA DISCIPLINA 
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3
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 2 
VI. DISTRIBUIÇÃO DAS AULAS 
 
VI. FORMA DE INTEGRALIZAR A DISCIPLINA. 
I 45 horas de carga horária teórica 
II 30 horas de carga horária prática 
III 75 horas de carga horária total (FCO0014GV + QUI003GV) 
 
VII. METODOLOGIA DE ENSINO. 
Constará de aulas expositivas ministradas pelo professor responsável. 
XIII. SISTEMA DE AVALIAÇÃO 
 A avaliação constará de duas verificações de aprendizagem teórica, correspondendo a 50% da 
pontuação total, 15% em avaliações aplicadas a cada aula e 5% em estudos dirigidos, e do resultado da 
Disciplina prática QUI003GV (avaliação teórico-prática, relatório e análise) correspondendo a 30 % a 
nota final do curso. 
MÊS DIA ASSUNTO Horas/Aula 
setembro 
04 
Apresentação do conteúdo teórico 
- 
11 
Estrutura da matéria 
03 
18 
Estrutura da matéria 
03 
25 
Propriedades periódicas 
03 
outubro 
 
02 
Ligações químicas 
03 
09 
Interações Intermoleculares 
03 
16 
Interações Intermoleculares/Revisão 
03 
23 
1ª Avaliação de conhecimentos 
03 
30 
Reações em Solução Aquosa 
03 
novembro 
06 
Reações em Solução Aquosa 
03 
13 
Equilíbrio Químico 
03 
20 
Equilíbrio Químico 
03 
27 
Teorias ácido-base 
03 
dezembro 
04 
Sistemas dispersivos 
03 
11 
Sistemas dispersivos/Revisão 
03 
18 
2ª Avaliação de conhecimentos 
03 
25 
Feriado 
03 
janeiro 
1 
Feriado 
03 
8 
Prova 2a chamada 
03 
 
EMENTA DA DISCIPLINA 
F
C
O
 
0
0
3
G
V
 
 
 3 
 Será considerado aprovado o aluno que frequentar no mínimo 75% (setenta e cinco por cento) 
das atividades realizadas pela disciplina (FS) e obtiver média igual ou superior a 6,0 (seis). 
 O aluno que por motivos plenamente justificados deixar de realizar uma das avaliações previstas 
no plano de ensino, terão até 3 (três) dias úteis após a realização da avaliação para formalizar o pedido 
ao docente para efetuar a nova avaliação. Este poderá ser ou não indeferido conforme previsto pelo 
RAG. Se DEFERIDO, o aluno realizará a mesma em data e horário a ser estabelecido pelo docente 
responsável pela avaliação. 
IX. RECURSOS DIDÁTICOS 
 Quadro 
 Grupos de discussão 
 Estudos dirigidos 
 Data show 
X. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BIBLIOGRÁFICA BÁSICA: 
 RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª edição. São Paulo: Editora Pearson Education do Brasil, 1994. 
Volume 1. 
 RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª edição. São Paulo: Editora Makron Books, 2006. Volume 2. 
 (e-book) CHANG, R. Química Geral – Conceitos Essenciais. 4ª edição. Porto Alegre: Editora 
Bookman, 2007. 
BIBLIOGRÁFICA COMPLEMENTAR: 
 (e-book) BRADY, J. E.; SENESE, F., Química: A matéria e suas transformações, 5a edição, Rio de 
Janeiro: LTC, 2009. Volume 1. 
 (e-book) BRADY, J. E.; SENESE, F., Química: A matéria e suas transformações, 5a edição, Rio de 
Janeiro: LTC, 2009. Volume 2. 
 (e-book) ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios da Química: Questionando a vida moderna e o 
meio ambiente, 3ª edição, Porto Alegre: Editora Bookman, 2006. 
 (e-book) CHANG, R.; GOLDSBY, A., Química, 11ª edição, São Paulo: Ed Bookman, 2013. 
 (e-book) HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G., Química Inorgânica, 4ª edição, Rio de Janeiro : 
LTC, 2013. Volume 1. 
 (e-book) HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G., Química Inorgânica, 4ª edição, Rio de Janeiro : 
LTC, 2013. Volume 2. 
 Atkins, P. and Shriver, D. Química Inorgânica; 4ª Ed. Editora Bookman, 2006. 
 
 
1 
Estrutura da matéria 
Aula1 
 O que é matéria? 
 Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. 
 
2 
 Do que se constitui a matéria? 
Átomos moléculas 
Agregados 
moleculares 
ligações químicas 
Interações 
intramoleculares 
e intermoleculares 
Demócrito 
prôpos 
a 1a teoria 
atômica 
460 – 370 AC 
História do átomo – linha do tempo 
Antoine Lavoisier 
faz um número 
substâncial de 
contribuições no campo 
da química 
1766 – 1844 
John Dalton 
prôpoe sua 
teoria atômica 
Em 1803 1743 – 1794 
0 
1856 – 1940 
J.J. Thomson 
descobre o 
elétron e propõe 
o modelo “Pudim 
como passas” 
em 1897 
1871 – 1937 
Ernest Rutherford 
realiza o expermineto 
com folha de ouro em 
1909 
1885 – 1962 
Niels Bohr 
prôpos o 
modelo de 
Bohr 
em 1913 
1887 – 1961 
Erwin 
Schrodinger 
descreve a 
equação para 
o elétron em 
1926 
1891 – 1974 
Descoberta 
do neutron 
por James 
Chadwick 
em 1932 
17
0
0
 
18
0
0
 
19
0
0
 
Demócrito de Abdera 
(460 – 370 AC) 
• Propôs uma teoria atômica (juntamente 
com seu mentor Leucipo de Mileto) no 
qual os átomos são partículas duras, 
pequenas, indivisíveis e indestrutíveis 
feitas de um único material assumindo 
diferentes formas e tamanhos. 
• Aristóteles contra esta teoria. 
Imagem: https://reich-
chemistry.wikispaces.com/T.+Glenn+
Time+Line+Project 
Como se desenvolveu a ciência? 
A 
B 
Antoine Lavoisier 
(1743 – 1794) 
 Conhecido como “Pai da Química Moderna” 
 Gerou uma lista de trinta e três 
elementos seus trabalhos 
 Desenvolveu o sistema métrico 
 Foi casado por 13 anos com Marie-Anne 
Pierette Paulze e ela foi sua assistente 
em muitos de seus trabalhos 
 Descobriu e propôs que a combustão 
ocorre quando o oxigênio combina-se com 
outros elementos 
 Descobriu/propôsa “Lei da conservação 
das massa (ou matéria) que estabelece 
que em uma reação química, matéria não 
pode ser criada ou perdida 
 Por ser um coletor de taxas foi 
guilhotinado durante a revolução francesa 
 
Imagem: 
www.ldeo.columbia.edu/.../v1001/geo
time2.html 
John Dalton 
(1766 – 1844) 
 Em 1803, propôs uma teoria atômica 
que estabelece que: 
o Todas as substâncias são 
constituídas por átomos; 
o átomos são pequenas partículas que 
não podem ser criadas, divididas ou 
destruídas. 
o átomos de um mesmo elemento são 
exatamente iguais e átomos de 
elementos diferentes são 
diferentes 
o Átomos quando encontram-se com 
outros podem formar novas 
substâncias 
 Calculou a massa atômica de muitos 
elementos 
Image taken from: 
chemistry.about.com/.../John-
Dalton.htm 
Modelo atômico de Dalton 
John Joseph Thomson 
(1856 – 1940) 
 Provou que um átomo pode ser 
divido em partículas menores 
 Em seus experimentos com raios 
descobriu o elétron 
 Estabeleceu que o átomo é neutro 
 Em 1897, propôs seu modelo 
atômico que estabelece que um 
átomo consiste de um material 
carregado positivamente com 
partículas negativas dispersas neste 
material 
 Ganhou um prêmio Nobel. 
Imagem: 
www.wired.com/.../news/2008/04/d
ayintech_0430 
Os raios catódicos 
No interior do tubo existe gás submetido a uma descarga elétrica superior a 
10 000 volts. Do cátodo parte um fluxo de elétrons denominado raios 
catódicos. 
Tubo de Crookes 
 Os raios catódicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os raios catódicos, quando incidem sobre um anteparo, produzem 
uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se 
propagam em linha reta. 
 
Os raios catódicos 
Os raios catódicos movimentam um molinete ou catavento de mica, 
permitindo concluir que são dotados de massa. 
 
Os raios catódicos são desviados por um campo de 
carga elétrica positiva, permitindo concluir que são 
dotados de carga elétrica negativa. 
 Os raios catódicos 
16 
A Carga e a Massa do Elétron 
• Experimento de Thomson (1904) 
8
1, 76 10e m C g 
 Experimento de Millikan (1908) 
 
19
1,6 10 Ce  
28
9,1 10 gm 
Kotz, J.C. e Treichel, P., Chemistry and Chemical Reactivity, 4ed. 
New York: Saunders College Publishing, 1999. 1129p. 
Modelo atômico de Thomson 
Material positivo elétrons 
Ernest Rutherford 
(1871 – 1937) 
 Foi um estudante de J.J. Thomson 
 Em 1909, através de seus experimentos 
verificou as seguintes características do 
átomo: 
o Ele apresenta um pequeno núcleo, que 
contém a maioria da massa do átomo 
o Este núcleo é feito de partículas 
chamadas prótons, que têm uma carga 
positiva 
o Os prótons estão rodeados pelos 
elétrons, mas a maior parte do átomo é 
constituída de espaços vazios 
 Trabalhou extensivamente com 
radioatividade (partículas  e β e radiação 
) e considerado um dos pais da “Física 
Nuclear” 
 Ganhou um prêmio Nobel 
 
Imagem: http://www.scientific-
web.com/en/Physics/Biographies/Er
nestRutherford.html 
O próton (p) 
• O físico alemão Eugen Goldstein, 
usando uma aparelhagem 
semelhante à de Thomson, observou 
o aparecimento de um feixe luminoso 
no sentido oposto ao dos elétrons. 
Concluiu que os componentes desse 
feixe deveriam apresentar carga 
elétrica positiva. 
• Posteriormente, em 1904, o cientista 
neozelandês Ernest Rutherford 
(1871-1937), ao realizar o mesmo 
experimento com o gás hidrogênio, 
detectou a presença de partículas 
com carga elétrica positiva ainda 
menores, as quais ele denominou 
prótons (p). A massa de um próton é 
aproximadamente 1836 vezes maior 
que a de um elétron. Raios canais 
Eugen Goldstein 
Experimento de Rutherford (1911) 
 
 Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com 
partículas "" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas 
pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma 
abertura estreita, para dar passagem às partículas "" por ele emitidas. 
 Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida 
de sulfeto de zinco (ZnS). 
Observações e conclusões de Rutherford 
• Observação 
• a) A maior parte das 
partículas α atravessava a 
lâmina sem sofrer 
desvios. 
• b) Poucas partículas α 
(1 em 20.000) não 
atravessavam a lâmina e 
voltavam. 
• c) Algumas partículas α 
sofriam desvios de 
trajetória ao atravessar a 
lâmina. 
• Conclusões 
• A maior parte do átomo 
deve ser vazio. Nesse 
espaço (eletrosfera) 
devem estar localizados 
os elétrons. 
• Deve existir no átomo 
uma pequena região 
onde está concentrada 
sua massa (o núcleo). 
• O núcleo do átomo deve 
ser (+), o que provoca 
uma repulsão nas 
partículas α (+) 
O modelo atômico de Rutherford 
 "modelo planetário" 
• Descobriu o núcleo. 
• Átomo imenso vazio. 
• Núcleo 10.000 x menor 
que o átomo. 
Niels Bohr 
(1885 – 1962) 
 Trabalhou com Ernest Rutherford 
 Em 1913, propôs um modelo atômico 
que sugere que elétrons viajam ao 
redor do núcleo do átomo em orbitas 
de definida. 
 Adicionalmente, os elétrons podem 
migrar de um nível de energia 
(caminho) para outro dependendo 
apenas de sua energia 
 Ganhou um prêmio Nobel 
 
Imagem: 
commons.wikimedia.org/wiki/File:Ni
els_Bohr.jpg 
Evolução até o desenvolvimento do 
modelo de Bohr 
 Esta teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a 
interação da radiação com a matéria. 
 
 
27 
Espectro atômico 
Espectros de linhas 
 
• A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes 
comprimentos de onda é chamada de contínua. 
 
 
 
 
• A radiação composta por um único comprimento de onda é 
chamada de monocromática. 
 
Fonte de luz lâmpada fluorescente 
 
hE
Energia quantizada e fótons 
Evolução até o desenvolvimento do modelo de Bohr 
Estudos de Planck 
 
 - A energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em 
certos pacotes de tamanhos mínimos, chamados quantum. 
 - A relação entre a energia e a frequência é 
 onde h é a constante de Planck (6,626  10-34 J s). 
Efeito fotoelétrico e fótons 
Evolução até o desenvolvimento do modelo de Bohr 
• Se a luz brilha na superfície de um metal, 
há um ponto no qual os elétrons são 
expelidos do metal. 
• Os elétons somente serão expelidos se a 
frequência mínima é alcançada. 
• Abaixo da frequência mínima, nenhum 
elétron é expelido. 
• Acima da frequência mínima, o número de 
elétrons expelidos depende da intensidade 
da luz. 
• Fornece evidências para a natureza de 
partícula da luz - “quantização”. 
• Einstein supôs que a luz trafega em 
pacotes de energia denominados fótons. 
31 
Espectro de Linhas do Hidrogênio 
Kotz, J.C. e Treichel, P., Chemistry and Chemical Reactivity, 4ed. New 
York: Saunders College Publishing, 1999. 1129p. 
Espectro atômico 
Espectros de linha 
H2 
Hg 
Ne 















 2
2
2
1
111
nnh
RH
Espectros de linhas e o modelo de Bohr 
• Balmer: descobriu que as linhas no 
espectro de linhas visíveis do 
hidrogênio se encaixam em uma 
simples equação. 
• Mais tarde, Rydberg generalizou a 
equação de Balmer para: 
 
 
 
 
 
 
 onde RH é a constante de Rydberg 
(1,096776  107 m-1), h é a constante 
de Planck (6,626  10-34 J·s), n1 e n2 
são números inteiros (n2 > n1). 
Séries Espectrais 
O modelo de Bohr 
• As cores de gases excitados surgemdevido ao movimento dos 
elétrons entre os estados de energia no átomo. 
 
Espectros de linhas e o modelo de Bohr 
O modelo de Bohr 
 
• Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por 
átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de 
linhas. 
• Após muita matemática, Bohr mostrou que 
 
 
 
 onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … 
e nada mais). 
  





 
2
18 1
J 1018.2
n
E
O modelo de Bohr 
• A primeira órbita no modelo de Bohr tem 
n = 1, é a mais próxima do núcleo e 
convencionou-se que ela tem energia 
negativa. 
• A órbita mais distante no modelo de Bohr 
tem n próximo ao infinito e corresponde à 
energia zero. 
• Os elétrons no modelo de Bohr podem se 
mover apenas entre órbitas através da 
absorção e da emissão de energia em 
quantum (h). 
 
O modelo de Bohr 
 Podemos mostrar que 
 
 
 
• Quando ni > nf, a energia é emitida. 
• Quando nf > ni, a energia é absorvida. 
 










 
22
18 11
J 1018.2
if nn
hc
hE
O modelo de Bohr 
37 
Postulados 
 Os elétrons ocupam uma posição definida no átomo, chamada 
nível de energia no qual não irradia; 
 Quando os elétrons estão localizados nos níveis de energia mais 
baixos, o átomo está no estado fundamental; 
 Quando o elétron absorve uma quantidade definida de energia 
(ΔE=hν) é promovido para níveis de energia mais altos (estado 
excitado); 
 No estado excitado, os elétrons com excesso de energia decaem 
para níveis de energia mais baixos, emitindo a energia 
excedente. 
O modelo de Bohr 
Limitações do modelo de Bohr 
 
• Pode explicar adequadamente apenas o espectro 
de linhas do átomo de hidrogênio. 
 
 
• Os elétrons não são completamente descritos 
como partículas pequenas. 
O modelo de Bohr 
O modelo de Bohr 
Órbitas: 
1circular e as demais elípticas 
Modelo de Sommerfeld 
Arnold Sommerfeld 
(1868 – 1951) 
 
• Caráter dual da matéria. 
 
• De Broglie mostrou: 
 
 
 
• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto é 
uma propriedade ondulatória. 
 
• De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos 
notáveis se os objetos são pequenos. 
mv
h

O Comportamento 
ondulatório da matéria 
O princípio da incerteza de Heisenberg 
 Na escala de massa de partículas atômicas, não podemos 
determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a 
velocidade simultaneamente. 
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e 
sua posição simultaneamente. 
• Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do 
momento, então: 


4
·
h
mvx
O Comportamento ondulatório da 
matéria 
Erwin Schrodinger 
(1887-1961) 
• Em 1926, ele explicou melhor a 
natureza do elétron em um átomo, 
confirmando que a exata localização 
de um elétron obtida. 
• Definiu um região onde o eletron 
pode ser encontrado a nuvem 
eletrônica 
• Encontrou uma função que define o 
comportamento ondulatório do 
elétron  Equação de Schrodinger 
• Ganhou o prêmio Nobel 
Imagem: 
nobelprize.org/.../1933/schrodinger-
bio.html 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda 
e partícula. 
 
• A resolução da equação leva às funções de onda. 
 
• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. 
 
• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se 
encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o 
átomo. 
Mas, no caso geral , não – relativístico: 
),()(),(
2
),()(
2
22
trrVtr
m
p
trErV
m
p
E
  
),()(),(
2
),( 2
2
trrVtr
mt
tr
i


  


Equação de Schrödinger (Postulada!) 
A equação de Schrödinger 
Onda estacionária: 
)exp()(),( tirtr   
),()(),(
2
),( 2
2
trrVtr
mt
tr
i


  


)()()(
2
)()( 2
2
rrVr
m
rEr

  
substituindo na Eq. de Schrödinger: 
obtemos: 
Equação de Schrödinger independente do tempo. 
A equação de Schrödinger 
Onda estacionária e partícula na caixa 
Coordenadas cartesianas 
 
 
 
Coordenadas esféricas polares 
 
(r,,) = R(r) Y(,) 
 
R(r) = função de onda radial 
Y(,) = função de onda angular 
)()()(
2
)()( 2
2
rrVr
m
rEr

  
Equação de Schrödinger independente do 
tempo. 
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de 
onda e as energias para as funções de onda. 
• Chamamos as funções de onda de orbitais. 
 
 
 
 
 
 
 
 Precisamos definir as condições de contorno. 
A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos 
(condições de contorno): 
 
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. 
2. Número quântico azimuthal, l. Esse número quântico 
depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e 
aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, 
p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos 
orbitais s, p, d e f. 
3. Número quântico magnético, ml. Esse número quântico 
depende de l. O número quântico magnético tem valores 
inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no 
espaço. 
Nome: 
Data: 
Teste no 1 
Represente na forma de desenhos todos os modelos atômicos 
de Dalton até o proposto por Sommerfeld. Escreva, ainda, as 
principais diferenças entre os modelos. 
1
Estrutura da matéria
Aula 2
Mecânica quântica e orbitais atômicos
• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda
e partícula.
• A resolução da equação leva às funções de onda.
• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
• O quadrado da função de onda (ψ2) fornece a probabilidade
de se encontrar o elétron em um átomo, isto é, dá a densidade
eletrônica para o átomo.
No caso geral , não – relativístico: 
),()(),(
2
),()(
2
22
trrVtr
m
ptrErV
m
pE rrrrr ψψψ +=⇒+=
),()(),(
2
),( 2
2
trrVtr
mt
tri rrrh
r
h ψψψ +∇−=∂
∂
Equação de Schrödinger (Postulada!)
A equação de Schrödinger
Equação de Schrödinger é uma equação diferencial parcial que descreve como o 
estado quântico de um sistema físico muda com o tempo.
Onda estacionária e partícula na caixa 
Onda estacionária: 
)exp()(),( tirtr ωϕψ −= rr
),()(),(
2
),( 2
2
trrVtr
mt
tri rrrh
r
h ψψψ +∇−=∂
∂
)()()(
2
)()( 2
2
rrVr
m
rEr rrrhrrh ϕϕϕωϕ +∇−==
substituindo na Eq. de Schrödinger:
obtemos: 
Equação de Schrödinger independente do tempo.
A equação de Schrödinger
Coordenadas cartesianas 
Coordenadas esféricas polares
ψ(r,θ,φ) = R(r) Y(θ,φ)
R(r) = função de onda radial
Y(θ,φ) = função de onda angular
)()()(
2
)()( 2
2
rrVr
m
rEr rrrhrrh ϕϕϕωϕ +∇−==
Equação de Schrödinger independente do tempo.
Max Born foi o primeiro a dar uma
interpretação física a equação de Schröndiger. Não
a função de onda em si, mas ao seu quadrado.
O módulo da função de onda ao quadrado Ψ2 é
uma grandeza não complexa, portanto ele deve ter
significado físico.
De acordo com Max Born, para movimentos em uma única
dimensão x, ele é uma probabilidade por unidade x isto é: é a
probabilidade de que se encontre a partícula em uma posição entre x
e x + dx.
A mecânica quântica não é determinística, mas probabilística.
Ela nos força a abandonar a noçãode trajetórias precisamente
definidas das partículas no tempo e no espaço.
Devemos falar em termos de probabilidades como alternativa
a configurações do sistema.
Esta interpretação de Ψ fornece uma conexão estatística entre
a partícula e onda a ela associada; ela nos diz onde a partícula
provavelmente estará e não onde de fato está.
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de 
onda e as energias para as funções de onda.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
Precisamos definir as condições de contorno.
A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos
(condições de contorno):
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.
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico
depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e
aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l
(s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos
aos orbitais s, p, d e f.
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico
depende de l. O número quântico magnético tem valores
inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no
espaço.
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos
Analisar Ψ2 em coordenadas esféricas polares
ψ(r,θ,φ) = R(r) Y(θ,φ)
R(r) = função de onda radial
Y(θ,φ) = função de onda angular
Como se comporta Ψ2 como a variação das 
condições de contorno (números quânticos)? 
Principais tipos de representação do orbital:
• Diagramas de superfície limite
• Gráficos de Ψ e Ψ2 em função da distância ao 
núcleo
• Diagramas de nuvens de densidade eletrônica
• Mapas de densidade eletrônica constante.
Diagrama de superfície-limite de um orbital
• Indica a região dentro da qual o elétron é
mais facilmente encontrado.
Superfície limite de um orbital s. Superfície limite dos orbitais p.
Diagrama de superfície limite dos orbitais d.
Diagrama de superfície limite dos orbitais f.
Gráficos de Ψ e Ψ2 em função da distância ao núcleo
Gráficos de Ψ x r (cima )  eΨ2 x r (baixo) para orbitais do subnível s.
Diagramas de nuvens de densidade eletrônica
Gráficos nuvens de densidade eletrônica para orbitais do subnível s.
• Permitem visualizar os orbitais mais facilmente.
• São semelhantes aos diagramas de superfície limite
na medida em que dão as formas dos orbitais.
• São mais informativos, pois mostram como a 
densidade de probabilidade varia no espaço em 
torno do núcleo.
• Quanto mais escura uma região, maior a densidade 
de probabilidade.
Mapas de densidade eletrônica constante
Mapa de densidade probabilidade para o orbital 2pz do carbono.
• Mapas quantitativamente precisos.
• Apresentam um conjunto de linhas que unem os
pontos que têm uma mesma densidade de
probabilidade.
Diagrama de Aufbau – átomos hidrogenoides
• Os orbitais podem ser classificados
em termos de energia para produzir
um diagrama de Aufbau.
• Observe que o seguinte diagrama de 
Aufbau é para um sistema de um só
elétron.
• À medida que n aumenta, o 
espaçamento entre os níveis de 
energia torna-se menor.
• Orbitais de mesma energia são conhecidos
como degenerados.
• Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais
degenerados porque os elétrons interagem
entre si.
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-
se ligeiramente diferente para sistemas com
muitos elétrons.
Diagrama de Aufbau – átomos polieletrônicos
CARGA NUCLEAR EFETIVA
A carga nuclear efetiva, Zef, “sentida” por um
elétron é sempre menor que a carga nuclear
real, Z.
Z = Zef - B
•Efeito de blindagem da carga nuclear:
s < p < d < f
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos
Spin eletrônico
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha
como um par de linhas minimamente espaçado.
• Stern e Gerlam experimentos para explicar esse efeito.
• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo
magnético e os átomos foram então detectados.
Átomos polieletrônicos
•Duas marcas foram encontradas:
uma com os elétrons girando em
um sentido e uma com os elétrons
girando no sentido oposto.
Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = 
número quântico de rotação = ± ½.
O princípio da exclusão de Pauli
Dois elétrons não podem ter a mesma série de
4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no
mesmo orbital devem ter spins opostos.
Regra de Hund
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os
elétrons de um elemento estão localizados.
Três regras:
• Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
• Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o
mesmo orbital (Pauli).
• Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada
orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um
segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
• Exercício 1
Qual é a distribuição
eletrônica para o átomo de
cloro(17 e-)?
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as 
configurações eletrônicas.
• O número do periodo é o valor de n.
• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica
Configurações eletrônicas e a tabela periódica
Configurações eletrônica condensadas
• O neônio 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].
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.
Configurações eletrônicas
James Chadwick 
(1891 – 1974)
• Verificou que a massa atômica da 
maioria dos elementos era o dobro
do número de protons Æ descobriu
o neutron em 1932.
• Trabalhou no Projeto Manhattan.
• Trabalhou com Ernest Rutherford
• Ganhou o prêmio Nobel.
Imagem: 
www.wired.com/.../news/2009/02/d
ayintech_0227
37
O átomo atual
38
O átomo atual
39
nº atômico ???
Z
Quantidade de prótons
40
41
nº Atômico
42
O átomo atual
Z
A
prótons
prótons + 
nêutrons
+
+ +
-
-
-
3
7
prótons
prótons + 
nêutrons
nº de Massa
nº Atômico
43
+-+-+
-
ISÓTOPOS ???
Prótio Deutério Trítio
H11 H
2
1 H
3
1
99,99% 0,01%
ELEMENTO
44
ÍONS ???
+
+ +
-
-
+
+ +
-
-
-
-+ _ -
Cátion Ânion
45
Na
Exemplos:
11
23 +1
Z = 
A = 
p = 
e = 
n = 
11
23
11
10
12
F
9
19 1 _
Z = 
A = 
p = 
e = 
n = 
9
19
9
10
10
Ne
10
19
Z = 
A = 
p = 
e = 
n = 
10
19
10
10
9
X
10
21
Z = 
A = 
p = 
e = 
n = 
10
21
10
10
11ISOELETRÔNICOS
ISÓBAROS
ISÓTOPOS
46
Constantes, Fatores e Fórmulas
• Número de Avogadro: NA = 6,02x1023 mol-1
• Relação carga-massa: e/m = -1,76x108 C/g
• Carga do elétron: e = -1,6x10-19 C
• Massa do elétron: me = 9,1x10-28 g (0,0005486 uma)
• Carga do próton: cp = +1,6x10-19 C
• Massa do próton: mp = 1,67x10-24 g (1,007276 uma)
• Massa do nêutron: mn = 1,67x10-24 g (1,008665 uma)
• Unidade de massa atômica: uma = 1,66054x10-24 g
• Velocidade da luz: c= 2,99792x108 m/s
• Constante de Rydberg: RH = 1,10x107 m-1 (3,28984x1015 Hz)
• Constante de Planck: h = 6,63x10-34 J.s
• Constante de Bohr: A = 2,18x10-18 J
• ħ = 1,054x10-34 J/s
• 1eV = 1,602x10-19 J = 96,485 kJ/mol
• 1J = 1kgm2/s2
• 1m = 10-3mm = 10-6µm = 10-9nm = 10-10Å = 10-12pm = 10-15fm
c λν=
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛ −= 2
2
2
1
111
nn
Rλ
E hν=
vmp Δ=Δ
vm
x Δ=Δ 2
h
Efóton= hc/λ
2E mc=
Nome:
Data:
Teste no  2
Considerando a mecânica quântica, defina o que é orbital e
represente o diagrama de superfície limite para os orbitais do
subnível s, p e d.
1 
Propriedades periódicas 
Aula 3 
Evolução Histórica 
1817 – Lei das Tríades / Dobereiner (alemão)‏ 
1862 – Parafuso Telúrico / Chancourtois (francês)‏ 
1864 – Lei das Oitavas / Newlands (inglês)‏ 
1871 – Ordem de Massa Atômica / Mendeleev 
(russo) e Meyer (alemão)‏ 
1913 – Ordem de Número Atômico / Moseley 
(inglês)‏ 
Parafuso telúrico de De Chancourtois 
Tabela periódica de Newlands, apresentada em 
1866 e baseada na lei das oitavas. 
• Mendeleev 
 
 O químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev foi o primeiro a 
conseguir enunciar cientificamente a lei que diz que as propriedades 
físicas e químicas dos elementos são em função periódica da massa 
atômica. 
 Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da Química 
em 1869, época em que eram conhecidos apenas cerca de 60 
elementos químicos. 
 
HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA 
• Moseley 
 Henry G. L. Moseley definiu que a 
verdadeira identidade de um elemento 
não está relacionada diretamente com a 
massa dele, mas com a carga nuclear do 
átomo que o representa. 
Formação da Tabela Periódica 
s 
d 
p 
f 
 Sua estrutura é baseada na distribuição eletrônica dos 
elementos em ordem de número atômico. 
ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA 
Na tabela periódica atual, os elementos químicos: 
• 1 - estão dispostos em ordem crescente de número atômico 
(Z). 
• 2 - originam os períodos na horizontal ( em linhas ). 
• 3 – originam as famílias ou grupos na vertical (em colunas ). 
 
• Grupos são enumerados de IA até VIIA e mais o grupo O ou VIII 
A dos gases nobres. 
• Região Central  grupos de transição ou grupo B. 
NOMENCLATURA 
• 1 ou IA metais alcalinos 
• 2 ou IIA metais alcalinos terrosos 
• 13 ou IIIA família do boro 
• 14 ou IVA família do carbono 
• 15 ou VA família do nitrogênio 
• 16 ou VIA calcogênios 
• 17 ou VIIA halogênios 
• 18 ou VIIIA gases nobres 
Propriedades dos Elementos 
Definição: são as propriedades que variam em função 
dos números atômicos dos elementos. 
Podem ser de dois tipos: 
 Periódicas: são as propriedades cujos valores 
aumentam ou diminuem continuamente com o aumento 
do número atômico. 
 Aperiódicas: são as propriedades que oscilam em 
valores mínimos e máximos, repetidos regularmente 
com o aumento do número atômico. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
• São aquelas que, à medida que o número 
atômico aumenta, assumem valores 
crescentes ou decrescentes em cada 
período, ou seja, repetem-se 
periodicamente. 
RAIO ATÔMICO 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
ELETRONEGATIVIDADE 
ELETROPOSITIVIDADE 
PROPRIEDADES FÍSICAS 
CARGA NUCLEAR EFETIVA 
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo 
polieletrônico. 
 
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito 
dos elétrons internos. 
 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do 
núcleo e do número de elétrons mais internos. 
 
• A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta 
quando passamos de elemento para elemento do mesmo período da 
tabela. O número de elétrons internos permanece o mesmo à medida 
que se move no período, mas a carga nuclear aumenta. 
 
• A carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que se desce 
no grupo. Porque elétrons internos maiores são mais eficientes em 
blindar da carga nuclear os elétrons mais externos. 
TAMANHO ATÔMICO 
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: 
 
1. Número quântico principal, n, e 
 
2. A carga nuclear efetiva, Zef. 
Raio Atômico  é definido como a metade da distância entre os 
núcleos de dois átomos vizinhos. 
 
RAIO ATÔMICO 
He H 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
RAIO ATÔMICO 
O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um 
período e cresce de cima para baixo em um grupo. 
1. À 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. 
 
 
2. Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais 
internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. 
Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons 
mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. 
RAIO ATÔMICO 
RAIO ATÔMICO 
RAIO ATÔMICO 
Número de elementos em cada período: 2, 8, 8, 18, 18, 32 
Raio Iônico  é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um 
sólido iônico. A distância entre os centros de um cátion e um ânion 
vizinhos é a soma dos dois raios iônicos. 
RAIO IÔNICO 
Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os 
átomos perdem um ou mais elétrons para formar o cátion. 
Raios iônicos  crescem de cima para baixo num grupo e decrescem da 
esquerda para a direita em um período. 
Átomos e íons com o mesmo número de elétrons são chamados 
de isoeletrônicos. 
 
 
Exemplo: Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos, tem a mesma 
configuração eletrônica [He] 2s2 2p6. 
 
Pergunta: Qual deles tem o maior raio iônico? 
RAIO IÔNICO 
RAIO IÔNICO 
Raio Covalente  é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um 
composto covalente. A distância de ligação entre os átomos vizinhos é a 
soma dos dois raios covalentes. 
RAIO COVALENTE 
Raio de van der Waals  é o raio de uma esfera sólida imaginária 
empregada para representar um átomo. Os gases reais não se 
comportam exatamente como prevê o modelo de um gás ideal, havendo 
desvios consideráveis em alguns casos. 
RAIO DE VAN DER WAALS 
ENERGIA (OU POTENCIAL) DE 
IONIZAÇÃO 
 É a energia mínima necessária para 
remover um ou mais elétrons de um átomo 
isolado no estado gasoso. 
X (g) + Ei → X
+
(g) + e
- 
Exemplo: 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
Primeira Energia de Ionização: 
Segunda Energia de Ionização: é a energia necessária para 
remover um elétron de um cátion gasoso. 
As energias da primeira ionização crescem, em geral, ao longo de 
um período e diminuem ao longo das colunas dos grupos. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
•Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade 
para se remover o elétron. 
•A tendência ao longo do período se explica pelo aumento do 
número atômico. 
•A tendência ao longo de um grupo se explica ao considerarmos 
que o aumento do tamanho facilita a remoção de um elétron. 
AFINIDADE ELETRÔNICA OU 
ELETROAFINIDADE 
• É a energia liberada quando um átomo 
isolado, no estado gasoso, “captura” um 
elétron. 
X (g) + e
- → X-(g) + EAE 
AFINIDADE ELETRÔNICA OU 
ELETROAFINIDADE 
Afinidadeao Elétron  é a quantidade de energia envolvida no 
processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado 
fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo. 
ELETRONEGATIVIDADE 
 A força de atração exercida sobre os elétrons 
de uma ligação. 
Uma propriedade periódica associada à reatividade química. 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
H 
Fr 
ELETRONEGATIVIDADE 
ELETRONEGATIVIDADE 
Esta força de atração se relaciona com o raio atômico: 
quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de 
atração, portanto maior a eletronegatividade. 
 
 
ELETRONEGATIVIDADE 
EXERCÍCIOS 
1- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de 
tamanho: Mg 2+ ; Ca 2+ e Ca. 
 
2- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raios 
atômicos: Na; Be; Mg 
 
3- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S 2- ; S ou O2-? 
 
4- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os seguintes 
átomos em ordem crescente de primeira energia de ionização: 
Ne; Na; P; Ar; K. 
ELETROPOSITIVIDADE 
 
• CARÁTER METÁLICO: Propriedade periódica 
associada à reatividade química. 
 
ELETROPOSITIVIDADE 
 
Fr 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS 
ELEMENTOS 
DENSIDADE 
• É relação entre a massa e o volume de uma 
amostra 
D = 
Massa (g) 
Volume (cm3) 
Os 
Ósmio (Os) é o elemento mais denso 
(22,57 g/cm3) 
ALGUNS VALORES: 
• dNa= 0,97 g/cm
3 
 
• dMg = 1,74 g/cm
3 
 
• dHg = 13,53 g/cm
3 
 
• dOs= 22, 57 g/cm
3 
Observação: 
• Metais leves ( d < 5 g/cm3 ): 
 Mg, Al, Na, K, Sr, Ba … 
 
• Metais pesados (d > 5 g/cm3 ): 
 Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os 
 
TEMPERATURA DE FUSÃO (TF) E 
TEMPERATURA DE EBULIÇÃO (TE) 
• TF : temperatura na qual uma substância 
passa do estado sólido para o estado líquido. 
 
• TE: temperatura na qual uma substância passa 
do estado líquido para o estado gasoso. 
O tungstênio (W) apresenta TF = 3410 C 
Propriedades Periódicas 
RESUMO GERAL: 
F 
Fr 
R. Atômico / Eletrop. 
F 
Fr 
P. Ioniz. / Eletron. 
Os 
Densidade 
Os 
C 
Vol, Atômico 
W 
C 
PF / PE 
1 
Ligações químicas 
Aulas 4 e 5 
Fórmula empírica é a que representa um 
composto químico através dos símbolos 
atômicos dos elementos que o compõem, 
com os menores subscritos possíveis. 
 
Ex.: NaCl, HCl, NaCO3 e Fe. 
Carga real ou imaginária que um átomo possui num íon-
fórmula ou numa molécula. 
 
Regras: 
 
 
Número de oxidação (nox) ou estado de oxidação 
Número de oxidação (nox) ou estado de oxidação 
Número de oxidação (nox)  Carga formal (CF) 
Exercício 
1) Represente a fórmula de Lewis e estrutural para os 
compostos abaixo: 
 
 
 
 
 
2) Para cada caso anterior responda ainda. 
a) Qual a carga formal e o nox sobre o átomo central? 
b) Qual a geometria da espécie? 
c) Ela apresenta ressonância? 
 
101 
Ligações químicas 
Professor: Jeferson Gomes da Silva 
 
Governador Valadares, 28/06/2016 
 
Disciplina: Química Geral I 
Aula 6 
Quais os tipos de interações intermoleculares? 
 Interações eletrostáticas 
• Íon-íon 
• Íon-dipolo 
 Interações de Van der Waals 
• Interações de Keeson - (interação dipolo-dipolo). 
• Interac ̧ões de Debye - (interação dipolo-dipolo induzido, 
efeito de indução). 
• Interac ̧ões de London - (interação dipolo induzido-
dipolo induzido, efeito de dispersão). Dependem da 
polarizabilidade. 
102 
Interações eletrostáticas 
 
103 
104 
Caso especial dipolo induzido-dipolo induzido 
108 
Estrutura cristalográfica do CO2 
Caso especial dipolo permanente-dipolo permanente 
117 
Ligações de 
hidrogênio 
Proteínas 
118 
119 
120 
121 
ADN 
Universidade Federal de Juiz de Fora 
Campus Governador Valadares 
Curso de Farmácia // Disciplina de Química Geral I // 1ª Lista de exercícios 
Prof. Jeferson Gomes da Silva 
Aluno(a): ______________________________________________________________________________________ valor: 2,5 pontos 
 
Questão 1 – Represente, na forma de figuras, todos os modelos atômicos baseados no método científico e descreva as principais inovações 
apresentadas por cada um deles. 
 
Questão 2 – A) O elemento enxofre (S) pode formar vários compostos químicos nos quais ele pode apresentar os mais variados estados 
de oxidação. Considerando o elemento enxofre isolado, responda: 
 
i) Qual a distribuição eletrônica do átomo de enxofre? A que família ele pertence? A que período ele pertence? 
ii) Represente na forma de diagrama de quadrículas todos os elétrons da camada de valência para esse átomo. 
ii) Represente adequadamente, na forma de diagramas de superfície limite, os prováveis orbitais onde podemos encontrar o último elétron 
da camada de valência desse átomo. 
 
B) Com relação ao ácido sulfídrico (H2S), ácido sulfuroso (H2SO3) e ácido sulfúrico (H2SO4), responda: 
 
i) Nesses compostos químicos que tipo de ligação primária é característica? 
ii) Qual é a estrutura de Lewis para cada uma dessas espécies? 
iii) Qual o arranjo e a geometria ideal do átomo de enxofre em cada um dos compostos do item anterior. 
iv) Qual a carga formal e o nox do átomo de enxofre em cada um desses compostos. 
v) Qual a polaridade das ligações e da molécula em cada um dos compostos do item iii. 
 
Questão 3 – Represente adequadamente em um gráfico de energia potencial em função das distâncias interatômicas para a formação 
de um ligação as seguintes curvas: 
a) Forças atrativas (elétron-núcleo). 
b) Forças repulsivas (elétron-elétron ou núcleo-núcleo). 
c) Força resultante (resultante entre as forças atrativas e repulsivas para formação de ligação). 
d) Represente os pontos onde temos a distância média de ligação e a energia liberada na formação da ligação química. 
 
Questão 4 – Complete o quadro abaixo: 
 
Questão 5 – Complete a tabela abaixo. 
 Estrutura de Lewis Geometria em torno do Nox e carga formal do Polaridade da espécie química 
I3- Iodo central = Iodo central = 
NO+ Nitrogênio = Nitrogênio = 
 ClO4- Cloro = Cloro = 
HNO3 Nitrogênio = Nitrogênio = 
 
 
 
 
5dxy 
Número de nós radiais = 
Número de nós angulares = 
diagrama de superfície limite Gráfico de  x r 
2s 
Número de nós radiais = 
Número de nós angulares = 
diagrama de superfície limite Gráfico de 2 x r 
2py 
Número de nós radiais = 
Número de nós angulares = 
diagrama de superfície limite Gráfico de 2 x r 
3dz2 
Número de nós radiais = 
Número de nós angulares = 
diagrama de superfície limite Gráfico de  x r 
 
Questão 6 – Considerando os elementos de número atômico (Z) igual a 8, 17, 26, 36, 92 e 87, faça o que lhe é pedido a seguir: 
 
a) Represente a distribuição eletrônica para cada um desses elementos. 
b) Represente na forma de diagramas de quadrículas (considerando a regra de Hund) todos os elétrons na camada de vâlencia para o 
elemento com Z = 26. Quantos elétrons desemparelhados tem esse átomo? 
c) Quais são os quatro números quânticos que representam o último elétron para o atómo de Z= 17 (considere ms=-1/2 para o primeiro 
elétron a preencher um orbital)?d) Dentre os elementos acima qual o símbolo do elemento mais eletronegativo? Qual a tendência observada para a eletronegatividade 
com o aumento do número atômico? 
e) Dentre os elementos acima apresentados, qual é o mais eletropositivo? Qual a tendência observada para a eletropositividade com a 
diminuição do número atômico? 
f) Qual o elemento com menor afinidade eletrônica? Escreva a equação química que representa essa propriedade. 
g) Qual o elemento com maior 1ª energia de ionização? Escreva a equação química que representa essa propriedade 
 
Questão 7 – Considerando a teoria de ligação de valência (TLV), complete a tabela abaixo: 
 
Questão 8 – Considerando as interações intermoleculares, responda: 
a) Qual(is) a interação(ões) podemos observar em uma solução de amônia (NH3 + H2O)? Represente na forma de desenhos essa(s) 
interação(ões)? 
b) Qual(is) a interação(ões) podemos observar na solução de Lugol (I2 + KI + H2O)? Represente na forma de desenhos essa(s) 
interação(ões)? 
c) Qual(is) a interação(ões) podemos observar na gasolina (mistura de hidrocarbonetos do tipo (C8H8) e metanol (C2H6O))? Represente 
na forma de desenhos essa(s) interação(ões)? 
 
 
orbitais 
Desenho para a sobreposição 
dos orbitais 
Tipo de ligação química 
1s (átomo 1) com 2s (átomo 2) 
sendo a direção da ligação química o eixo z 
(não esqueça de representar o eixo da 
ligação) 
 
2px (átomo 1) com 2px (átomo 2) 
sendo a direção da ligação química o eixo y 
 
3py (átomo 1) com -2py (átomo 2) 
sendo a direção da ligação química o eixo y 
 
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	Plano de ensino Química Geral I
	Aula 1 - QG1.pdf
	Aula 2 - QG1
	Aula 3 -QG1
	Aulas 4 e 5
	1a prova de Química Geral Tipo 1
	1a LEQGI