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Apostila de Inorgânica

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Centro Federal de Educação Tecnológica de Química de Nilópolis 
Unidade Maracanã 
Química Inorgânica 
Professor Rodrigo 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de Química Inorgânica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2008/1 
CEFET Química Química Inorgânica 
 I
Sumário 
 
1. O Modelo Atômico Moderno 1 
2. Configuração Eletrônica e Tabela Periódica 9 
3. Propriedades Periódicas 12 
3.1 – Carga Nuclear Efetiva (Z* ou Zeff) 12 
3.2 – Raio Atômico 16 
3.3 – Energia de Ionização (EI) 17 
3.4 – Afinidade Eletrônica (AE) 22 
3.5 – Eletronegatividade (χ) 25 
Exercícios 26 
4. A Regra do Octeto 27 
5. Ligação Iônica 30 
5.1 – Sólidos Iônicos 30 
5.2 – As Estruturas Cristalinas dos Sólidos Iônicos 
5.2.1 – A Estrutura do Cloreto de Sódio 33 
5.2.2 – Estrutura do Cloreto de Césio 33 
5.2.3 – A Estrutura da Esfarelita 34 
5.2.4 – Estrutura da Fluorita e da Antifluorita 35 
5.2.5 – Outras Estruturas 35 
5.3 – Energia do Retículo Cristalino (U0) 35 
5.4 – Raio Iônico 40 
5.5 – Regras de Fajans: Poder Polarizante e Polarizabilidade 41 
5.6 – Hidrólise de Cátions 42 
6. Ligação Covalente 45 
6.1 – Estruturas de Lewis 45 
6.2 – Teoria da Ligação de Valência 49 
6.2.1 – Hibridação dos Orbitais Atômicos 51 
6.2.1.1 – Hibridação do tipo sp3 51 
6.2.1.2 – Ligações π: Hibridação do tipo sp2 e sp 52 
6.2.1.3 – Expansão do Octeto 54 
6.3 – Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 59 
CEFET Química Química Inorgânica 
 II
6.4 – Ressonância 62 
Exercícios 64 
7. Teoria dos Orbitais Moleculares 65 
7.1 – A formação dos orbitais moleculares 65 
7.2 – Diagrama dos orbitais moleculares e ordem de ligação 70 
8. Conceitos Ácido-Base 
8.1 – De Arrhenius a Brønsted-Lowry 80 
8.2 – O Conceito ácido-base de Lewis 82 
9. Compostos de Coordenação 
9.1 – Um breve histórico sobre Compostos de Coordenação 84 
9.2 – Classificação dos ligantes e nomenclatura de complexos 87 
9.3 – Isomeria em compostos de coordenação 90 
9.4 – Teoria do Campo Cristalino (TCC) 92 
Exercícios 99 
Bibliografia 101 
 
CEFET Química Química Inorgânica 
 1
1. O Modelo Atômico Moderno 
 
 Em 1911, Ernest Rutherford propusera um novo modelo para o átomo baseado em 
seus resultados que contradiziam o modelo atômico proposto por J. J. Thomson. O 
modelo proposto por Thomson, com os elétrons grudados na massa positiva, levava a 
uma distribuição uniforme de cargas. Pensando nessa distribuição uniforme Rutherford 
desenvolveu seu experimento. Para ele, ao lançar partículas alfa contra uma fina folha de 
ouro, devido à natureza elétrica neutra do “átomo pudim de ameixas”, a partícula alfa, 
positiva, não sofreria qualquer perturbação em sua trajetória. Rutherford realizou a 
experiência com o polônio, um emissor de partículas alfa em uma caixa de chumbo com 
uma fenda por onde sairiam as emissões. As partículas ao atravessarem a fina folha de 
ouro se chocavam contra um anteparo fluorescente de sulfeto de zinco. 
 A experiência revelou que grande parte das partículas alfa atravessava sem 
problemas a folha de ouro, mas algumas sofriam desvios e, de forma surpreendente, 
algumas partículas voltavam direto para a fonte emissora. 
 Para justificar esses resultados Rutherford propôs um novo modelo atômico, onde 
o átomo era formado por núcleos positivos de grande massa mas pequenos em relação 
ao volume total do átomo e os elétrons ficariam orbitando ao redor do núcleo. No entanto, 
o modelo para o átomo de Rutherford tinha um grande problema: não era estável. 
 Como podiam um núcleo positivo e uma carga negativa, o elétron, estarem tão 
próximos e não se atraírem? O problema foi parcialmente resolvido com o movimento 
circular exercido pelo elétron. Ao descrever uma trajetória em torno do núcleo, havia uma 
força centrífuga que compensaria a força atrativa. Mas essa solução se mostrou 
insuficiente, caindo numa outra armadilha da física clássica. Do eletromagnetismo, 
qualquer carga acelerada, como o elétron neste caso, emitiria energia continuamente, 
tendo como conseqüência uma diminuição do raio entre o núcleo e o elétron. Conforme o 
elétron emitisse energia, mais próximo do núcleo ele ficaria, até o momento onde o 
choque entre elétron e núcleo seria inevitável. E sobre essas condições o átomo não 
poderia existir. 
 Entre o final do século XIX e o início do século XX, a física clássica já havia 
demonstrado diversas limitações. A instabilidade do átomo de Rutherford era mais uma 
dessas limitações, talvez a mais grave, afinal não se conseguia explicar porque um átomo 
poderia existir. Este impasse tinha que ser resolvido de alguma forma: ou mudaria o 
modelo ou mudaria a teoria. Em 1913, Niels Bohr mudou os dois. 
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 2
 Em 1900, Max Planck havia proposto – fruto de seu desespero, segundo suas 
próprias palavras – a hipótese quântica, para solucionar uma falha da física clássica. Esta 
hipótese dizia que a energia era descontínua e que o processo de absorção e emissão 
acontecia segundo a equação: 
 
E = hυ (1) 
 
onde E é a energia envolvida, h é a constante de Planck (de valor de 6,63.10–34 J.s) e υ é 
uma frequência de radiação eletromagnética. Então, só era permitido absorver e emitir 
“pacotes” de energia múltiplos de hυ. A idéia desesperada de Planck foi usada por Albert 
Einstein para, em 1905, explicar o efeito fotoelétrico – uma outra falha da física clássica. 
 Bohr, como Einstein, também usou a hipótese quântica de Planck para explicar 
porque os átomos eram estáveis e revolucionou o pensamento sobre átomos. Bohr fez 
dois postulados fundamentados nas idéias de Planck para o átomo de hidrogênio. O 
primeiro postulado “resolvia” a estabilidade dos átomos frente à física clássica. Bohr 
considerou que os elétrons nos átomos poderiam orbitar sem emitir radiações, mas nem 
todas as órbitas eram permitidas aos elétrons. Apenas as orbitas de energia dada pela 
equação abaixo eram permitidas: 
 
222
0
4
nh8
m.eE ∈−= (2) 
 
onde m é a massa do elétron, e é a carga do elétron, ∈0 é a constante de permissividade 
do vácuo, h é a constante de Planck e n é um número que só pode assumir valores 
inteiros 1, 2, 3 e assim por diante até infinito. 
 No segundo postulado, Bohr estabeleceu que um elétron deixa seu estado 
fundamental (n = 1) se absorver uma quantidade de energia equivalente à diferença de 
energia entre o estado fundamental e o estado excitado. Por exemplo, para o elétron 
passar da órbita n = 1 para a órbita n = 3, a quantidade de energia fornecida será, 
exatamente igual, à diferença de energia entre estas órbitas (Figura 1). Além disso, ao 
retornar ao estado fundamental, o elétron emite a mesma quantidade de energia 
absorvida antes para passar ao estado excitado. Com isso, Bohr deu um comportamento 
quântico ao elétron e, consequentemente, ao átomo. 
 O modelo atômico de Bohr, além de resolver o problema da instabilidade que 
surgiu no modelo atômico de Rutherford, também explicou os espectros que eram 
observados para os átomos, em especial, para o átomo de hidrogênio (Figura 2). 
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 3
Figura 1. Transição entre o estado fundamental (n=1) e o estado excitado (n=3). A quantidade de 
energia absorvida e emitida é igual à diferença de energia entre as órbitas. 
 
 É importante entender que o modelo de Bohr não é totalmente quântico. Em sua 
dedução, Bohr usou de elementos da física clássica para chegar até a quantização das 
órbitas dos elétrons, de forma que este modelo acabou sendo reconhecido como um 
modelo transitório, que apontava para a necessidade de se chegar numa teoria mais geral 
para sistemas atômicos. 
 
Figura 2. Espectro atômico