Apostila 1

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Universidade Federal de Sergipe 
Departamento de Química – DQI 
Química Orgânica - QUI 0072 
Docente: Profª MSc. Tarciane Greyci 
 
Apostila I 
Estrutura Atômica e Ligações Químicas 
Introdução 
Um átomo consiste de um núcleo pequeno e denso rodeado por elétrons que são 
distribuídos por um volume espacial relativamente grande em volta do núcleo. 
O núcleo contém prótons carregados positivamente e neutrôns neutros, então ele é 
carregado positivamente. Como a quantidade de carga positiva de um próton é igual a 
quantidade de carga negativa em um elétron, um átomo neutro tem o mesmo número 
de prótons e elétrons. Átomos podem ganhar elétrons e tornarem-se carregados 
negativamente, ou podem perder elétrons para tornarem-se carregados 
positivamente. Entretanto o número de prótons em um átomo não muda. 
Considerações: 
 Prótons e neutrôns têm aproximadamente a mesma massa e são 1800 vezes 
mais pesados que um elétron; 
 O número atômico (Z) de um átomo é igual ao número de prótons em seu 
núcleo. É também o número de elétrons que rodeiam o núcleo de um átomo 
neutro. 
 O número de massa (A) de um átomo é a soma de seus prótons e neutrôns. 
*Isótopos 
 O peso atômico (uma) de um elemento de ocorrência natural é a média da 
massa atômica de seus átomos. O peso molecular é a soma dos pesos 
atômicos de todos os átomos da molécula. 
Distribuição eletrônica de elétrons em um átomo 
Os elétrons estão em contínuo movimento. Como tudo que se move, os elétrons 
possuem uma energia cinética que repele a força atrativa da carga positiva dos 
prótons; do contrário, puxariam a carga negativa do elétron para dentro do núcleo. 
Por muito tempo, os elétrons foram considerados partículas – “planetas” 
infinitesimais orbitando o núcleo de um átomo. Em 1924 o físico francês Louis De 
Broglie mostrou que os elétrons também tinha propriedades de onda. 
A mecânica quântica usa as mesmas equações matemáticas que descrevem o 
movimento da onda de uma corda de guitarra para caracterizar o movimento de 
um elétron em torno do núcleo. A versão mais aplicável da mecânica quântica para 
químicos foi proposta por Erwin Schrodinger, que propôs que o comportamento 
de cada elétron em um átomo pode ser descrito por uma equação de onda. As 
soluções para a equação de Schrodinger são chamadas de funções de onda ou 
orbitais. Elas nos revelam a energia de um elétron e a região do espaço em torno 
do núcleo onde é mais provável se encontrar um elétron. 
De acordo a mecânica quântica, o elétron em um átomo pode ser encontrado 
nas camadas concêntricas que rodeiam os núcleos. A primeira camada é a mais 
próxima do núcleo. A segunda fica longe do núcleo, e mais longe ficam a terceira 
camada e as camadas maiores. Cada camada contém subcamadas conhecidas 
como orbitais atômicos. Cada orbital atômico tem forma e energia característicos 
e ocupa uma região característica no espaço, que é prevista pela a equação de 
Schrodinger. 
ATENÇÃO: “ Quanto mais perto o orbital atômico está do núcleo, menor é a sua 
energia.” 
Tabela 1. 
Distribuição dos elétrons nas quatro primeiras camadas que rodeiam o núcleo 
 Primeira 
camada 
Segunda 
Camada 
Terceira 
Camada 
Quarta 
Camada 
Orbital atômico s s, p s, p, d s, p, d, f 
Número de 
orbitais atômicos 
1 1, 3 1, 3, 5 1, 3, 5, 7 
Número máximo 
de elétrons 
2 8 18 32 
 
Cada camada contém um orbital atômico s. A segunda e as camadas maiores – em 
adição aos seus orbitais s – contêm cada três orbitais atômicos p degenerados. Orbitais 
degenerados são os que têm a mesma energia. A terceira e quarta camadas – em 
adição aos seus orbitais atômicos s e p – também contém cinco orbitais d 
degenerados, e a quarta e camadas maiores contêm sete orbitais atômicos f 
degenerados. 
A configuração eletrônica no estado fundamental de um átomo descreve o orbital 
ocupado pelos seus elétrons quando eles estão em orbitais disponíveis com menor 
energia. Se a energia é dada ao átomo no estado fundamental, um ou mais elétrons 
podem passar para orbitais de maior energia. O átomo poderá estar em uma 
configuração eletrônica no estado excitado. 
Os princípios abaixo são usados para determinar que orbitais os elétrons ocupam: 
1. Princípio da exclusão de Pauli: estipula que não mais que dois elétrons podem 
ocupar cada orbital e que dois elétrons têm spins opostos. O spin em uma direção é 
representado por uma seta apontada para cima, e o spin na posição oposta, por uma 
seta apontada para baixo. 
2. A regra de Hund: determina que, quando há orbitais degenerados – dois ou mais 
orbitais – com a mesma energia - , um elétron vai ocupar um orbital vazio antes de ser 
emparelhado com outro elétron. Dessa maneira, a repulsão dos elétrons é minimizada. 
Diagrama de Linnus Paulling 
 
 
 
 
 
 
Ligação iônica, covalente e polar 
“Um átomo é mais estável se sua camada de valência for completa ou contiver oito 
elétrons e não tiver elétrons de maior energia.” (G.N. Lewis) De acordo com essa 
teoria, um átomo libera, aceita ou compartilha elétrons para alcançar a camada de 
valência completa ou uma camada de valência que contém oito elétrons. Essa teoria 
começou a ser chamada Regra do Octeto. 
Ex: Lítio. 
Considerações: 
 Energia de Ionização: Energia necessária para remover um elétron de um 
átomo no seu estado gasoso. 
 Átomos eletropositivos e eletronegativos; 
 Elétrons coração e elétrons de valência; 
Ligação iônica 
Uma ligação é a força atrativa entre dois átomos. Forças atrativas entre cargas opostas 
são chamadas atrações eletrostáticas. Uma ligação que é o resultado apenas de 
trações eletrostáticas é chamada de ligação iônica. Dessa forma, uma ligação iônica é 
produzida ao ao ocorrer transferência de elétrons, induzindo um átomo a tornar-se íon 
carregado positivamente e o outro a se tornar íon carregado negativamente. 
Ex: NaCl. 
 
 
 
 
Ligações Covalentes 
Em vez de liberar ou receber um elétron, um átomo pode alcançar uma camada 
completa pelo compartilhamento de elétrons. A ligação formada por meio do 
compartilhamento de elétrons é chamada ligação covalente. 
Ex: F2, HCl, NH3 
Considerações: 
 Ligação covalente apolar; 
 Ligação covalente polar; 
 Eletronegatividade; 
 Momento dipolo; 
 
Eletronegatividade na tabela periódica 
 
 
 
 
 
 
Referências: 
1 BRUICER, P. Y. Química Orgânica. 4ª Edição, vol. 1 e 2, Pearson/Prentice Hall, 2006.