Apostila Especialização

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QUÍMICA INORGÂNICA 
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O ÁTOMO
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PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS
- O átomo de Dalton
Em 1803, John Dalton, acreditando nas leis da conservação de massa e da composição definida, propôs uma teoria que explicava estas e outras generalizações químicas. Dalton ressuscitou o conceito grego da existência dos átomos e foi capaz de sustentar esse conceito com evidências experimentais que ele e outros obtiveram. A teoria de John Dalton foi baseada no seguinte modelo:
1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;
2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos;
3 - Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades;
4 - As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;
5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Utilizando esta teoria simples, Dalton fez com que as observações químicas da época parecessem muito razoáveis. Sua teoria explicou com sucesso porque a massa é conservada nas reações químicas. A lei da composição definida também é explicada com sucesso: se cada composto é caracterizado por proporções fixas entre os números de átomos dos seus elementos componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a mesma massa, então a composição de cada composto deve ser sempre a mesma.
Dalton deixou dúvidas em vários pontos, por exemplo, na distinção entre um átomo e uma molécula. Isto o levou a propor fórmulas incorretas para certos compostos. Porém, mesmo assim, sua contribuição para o entendimento químico foi de grande valor.
O átomo de Thomson
A partir de 1890, ficou evidente para a maioria dos cientistas que os átomos consistem em uma parte carregada positivamente e alguns elétrons, mas isto não era totalmente claro. Em 1898 J.J.Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de elétrons dos átomos. Este modelo de átomo, algumas vezes chamado de modelo de "pudim de ameixas", está ilustrado na figura 1 ao lado. Mais tarde Thomson postulou que os elétrons estavam arranjados em anéis e circundavam completamente em órbitas a esfera positiva.
O átomo de Rutherford
O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos. Pouco depois de início do séc. XX, experimentos realizados na Inglaterra pelos físicos E. Rutherford, E. Marsden e H. Geiger levaram à substituição do modelo de Thomson.
Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos, ou seja, que eles emitem radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa, partículas beta e partículas gama. Uma partícula alfa carrega uma carga positiva e tem uma massa que é muito maior do que um elétron. Rutherford, Geiger e Marsden lançaram um fluxo de partículas alfa emitidas por uma pequena quantidade do elemento radioativo polônio em várias folhas finas de diversos materiais como mica, papel e ouro. Observaram que, embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram espalhadas, ou desviadas da linha reta. Os três cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula alfa (o que causou o desvio e por que somente algumas das partículas foram desviadas) e projetaram um aparelho para medir o ângulo do desvio sofrido pelas partículas alfa, quando estas passavam através de uma folha extremamente fina de ouro. Neste aparelho, indicado esquematicamente na figura 2, as partículas alfa foram detectadas por um clarão formado sobre um anteparo revestido com uma camada de sulfeto de zinco fosforescente. 
figura 2
O anteparo era móvel e o espalhamento das partículas de diferentes ângulos poderia ser detectado e os ângulos, medidos.
Os resultados dos experimentos foram surpreendentes. Embora muitas das partículas atravessassem a folha com pouco ou nenhum desvio, algumas, ao contrário, foram desviadas, como os experimentos previamente mostravam. O surpreendente foi que a amplitude do ângulo medido variava de valores muito pequenos até valores acima de 90°C. O espalhamento de ângulos maiores que 90°C não foi previsto pelos cientistas; isto significa que algumas partículas alfa realmente emergiam da superfície do ouro, ou seja, as partículas eram rebatidas após o choque, sem atravessar a folha. 
Em 1911, Rutherford foi capaz de mostrar o que os resultados experimentais realmente significavam. Pensando em termos do modelo de Thomson, a princípio ele não foi surpreendido pelo fato de que muitas das partículas alfa atravessavam em linha reta a folha com pouca ou nenhuma deflexão. Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e carga elétricas positiva e negativa estivessem espalhadas mais ou menos ao acaso através de cada átomo da folha (ver figura 3a). Tal distribuição difusa de massa poderia significar que nada seria muito sólido para um partícula alfa atravessar, e a carga positiva carregada pela partícula não seria influenciada por nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa localizada na folha. 
Retherford retomou uma idéia proposta em 1904 pelo físico japonês H. Nagaoka: um átomo poderia ser composto por um pequeníssimo núcleo carregado positivamente (no centro do átomo) rodeado por uma região comparativamente maior contendo os elétrons. Rutherford compreendeu que se elétrons carregados negativamente estavam distribuídos na maior parte do átomo e se a carga positiva compreendendo a maior parte da massa estava concentrada em um minúsculo núcleo no centro do átomo então não somente muitas partículas alfa passariam em linha reta sem apresenta deflexão, mas aquelas partículas alfa que passassem próximas do núcleo seriam fortemente repelidas por sua carga positiva (ver figura 3b). Rutherford concluiu que tais repulsões intensas poderiam justificar os maiores ângulos de espalhamento apresentados por poucas das partículas alfa, e assim imediatamente realizou uma série de cálculos detalhados que constatavam que o fato era realmente provável.
Portanto o modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em um pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a maior parte da massa do átomo. 
O Átomo Moderno
O modelo atual do átomo está fundamento no de Rutherford. 
Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula que tem uma massa muito maior do que o elétron e tem a carga igual em grandeza à de um elétron, mas de sinal oposto, isto é, positivo ao invés de negativo. Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômico deve-se à presença de um número destas partículas, que em 1920 ele denominou prótons.
Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa. O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick a denominou de nêutron. Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as partículas: prótons e nêutrons, chamados de núcleos (exceto o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio que contém um próton e nenhum nêutron). Portanto, pela convenção, um próton tem uma carga de +1, um elétron de -1 e um nêutron de 0.
Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o número atômico Z e o número de massa A.
O número atômico Z é o número de prótons no núcleo.
O número de massa A é o número total de núcleos (prótons mais nêutrons) no núcleo.
Nota-se, portanto que o número de nêutrons é igual a A - Z.
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice inferior e o número de massa como um índice superior. Como abaixo:
A
X
Z
X=indica um átomo do elemento X com número atômico Z e número de massa A. Exemplo:
16
O
8
O exemplo acima refere-se a um átomo de oxigêniocom um número atômico 8 e um número de massa 16.
Isótopos
Átomos de um dado elemento podem ter diferentes números de massa e, portanto, massas diferentes porque eles podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Como mencionado, tais átomos são chamados isótopos (está palavra vem do grego e significa "mesmo lugar" - na Tabela Periódica os isótopos de um elemento ocupam o mesmo lugar). Exemplos:
16
O
 
17
O
 
18
O
 
8
8
8
Cada um destes acima tem 8 prótons no seu núcleo. Isto é o que faz com que seja um átomo de oxigênio.
Massas Atômicas
As massas atômicas são normalmente expressas em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica (1u) é definida como sendo exatamente um doze avos da massa de um átomo de 
12
C
6
e as massas de todos os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.
Elétrons em Átomos
Depois que o modelo atômico de Rutherford foi aceito, começou-se a questionar os elétrons. O próprio Rutherford primeiramente sugeriu que o átomo tinha uma estrutura planetária, com o núcleo correspondendo ao sol em nosso sistema solar e os elétrons aos planetas que se movem por um espaço em órbitas fixas.
Esta teoria, no entanto, não satisfazia plenamente tendo em vista que se se considera o elétron girando em torno do núcleo e ambos se atraindo, haveria um momento em que o elétron iria colidir com o núcleo.
A primeira tentativa importante para desenvolver um novo modelo atômico não-clássico foi feito por Niels Bohr, um físico dinamarquês. Embora seu modelo não fosse um sucesso completo e tenha sido efetivamente descartado por 20 anos, ele introduziu alguns conceitos revolucionários que conduziram finalmente ao desenvolvimento do modelo moderno da estrutura atômica. Bohr percebeu que a elucidação da estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias a temperaturas altas ou sob influência de uma descarga elétrica. Mas especificamente, Bohr acreditava que esta luz era produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações de energia. 
O Átomo de Bohr
Em 1913, Bohr refletiu sobre o dilema do átomo estável. Ele foi suficientemente corajoso para questionar a física clássica e seu trabalho encorajou outros a descobrirem porque a física clássica é falha para partículas pequenas.
Bohr começou admitindo que um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons em seus átomos primeiro absorverem energia da eletricidade e posteriormente liberarem aquela energia na forma de luz. Ele imaginou, contudo, que a radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda; ele deduziu que, em um átomo, um elétron não está livre para ter qualquer quantidade de energia. Preferencialmente, um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia; isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada.
No início do séc. XX, os físicos alemães Max Planck e Albert Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas de minúsculos pacotes de energia chamados fótons. Els mostraram que cada fóton tinha uma energia que é proporcional à freqüência da radiação:
Efóton=hv
na qual a constante de proporcionalidade h é agora chamada de constante de Planck e tem o valor de 6,63 x 10-34 J s.
Bohr descreveu a origem do espectro de linha: de todos os valores de energias quantizadas, um elétron em um átomo pode ter somente um valor de energia. Ele estabeleceu que um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de energia, disponível para seus elétrons. Posteriormente, só um certo número de elétrons pode ter energia particular, isto é, cada nível de energia tem uma "população" máxima de elétrons. Um átomo está normalmente em seu estado fundamental, o estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis. Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia maior. O átomo é agora dito estar em estado excitado. Alguns níveis de energia mais baixos ficam livres e, assim, um elétron pode cair de um nível mais alto, designado por E2 elétron, para um nível de energia mais baixo E1 elétron. Quando isto acontece, a energia é liberada do átomo em uma quantidade igual a E2 elétron - E1 elétron , isto é, a diferença entre as duas energias do elétron. De acordo com Bohr, a energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética.
Bem, desde que os níveis mais alto e mais baixo de energia sejam ambos quantizados, a diferença de energia entre eles precisa também ser quantizada , como precisa ser a energia de um fóton de energia eletromagnética irradiada quanto o elétron cai de um nível mais alto para outro mais baixo quantizado. Portanto, isso significa que, devido à relação simples entre a energia e o comprimento de onda de um fóton, o comprimento de onda da radiação precisa também ser quantizado.
Bohr propôs um modelo planetário modificado no qual cada nível de energia quantizado corresponde a uma órbita eletrônica circular, específica e estável com raio quantizado. Outros, mais tarde, estenderam o modelo original de Bohr a órbitas elípticas. Embora atrativa em muitos aspectos, a teoria de Bohr é inadequada para explicar satisfatoriamente o espectro de alguns elementos além do hidrogênio. O conceito de quantização de energia eletrônica de Bohr é ainda considerado essencialmente correto, embora suas idéias sobre órbitas não o sejam.
Os Elétrons
Durante a primeira parte do séc. XX, a física sofreu uma revolução que acabou por influenciar todas as outras ciências. Esta revolução teve início na mecânica, parte da física que estuda as forças e seus efeitos sobre o movimento dos objetos.
A DUALIDADE DA NATUREZA DOS ELÉTRONS - PARTÍCULAS OU ONDAS
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 partícula. Na década de 1920, mostrou-se que partículas em movimento, como elétrons, comportavam-se em alguns aspectos como ondas. Esse é um conceito importante para explicar a estrutura eletrônica dos átomos.
Por algum tempo, a luz era tida ora como partícula ora como onda. Certos materiais, como por exemplo o potássio, emitem elétrons quando irradiados com luz visível, ou, em alguns casos, com luz ultravioleta. Chama-se a isso efeito fotoelétrico. Ele é explicado imaginando a luz movendo-se na forma de partículas chamadas fótons. Se um fóton colidir com um elétron, ele pode transferir sua energia para o elétron. Se a energia do fóton for suficientemente elevada, ela pode remover o elétron da superfície do metal. Contudo, os fenômenos da difração e interferência da luz só podem ser explicados imaginando a luz comportando-se como uma onda. Em 1924, de Broglie afirmou que com os elétrons existe o mesmo duplo caráter - às vezes eles são considerados como partículas e em outras é mais conveniente considerá-los como ondas. Obteve-se uma evidência experimental da natureza ondulatória dos elétrons observando fotograficamente anéis de difração obtidos quando se conduz um fluxo de elétrons através de uma fina lâmina metálica. A difração de elétrons é hoje em dia uma ferramenta útil na elucidação da estrutura molecular, particularmente em gases. A mecânica ondulatória é um recurso para estudar a estrutura dos níveis eletrônicos nos átomos e a forma dos orbitais ocupados pelos elétrons.
O PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
Em 1927, o físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu uma relação importante que mostra a existência de uma limitação rígida e natural, em nossa capacidade de aprender e descrever o movimento de partículas extremamente pequenas. O princípio da incerteza de Heisenberg estabelece que é impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento de uma pequena partícula,tal como um elétron.
O ponto importante deste princípio é que , para se saber algo sobre a posição e o momento de uma partícula, temos de interagir com ela.
Por exemplo: nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos um "supermicroscópio" imaginário para localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação com um comprimento de onda muito menor do que a luz. Mas a energia da radiação é tão grande que modificaria a velocidade e, conseqüentemente, o momento do elétron, numa quantidade grande e incerta. Para um elétron, entretanto, somos forçados a concluir que qualquer retrato físico ou qualquer modelo mental da estrutura eletrônica do átomo não poderá precisa e simultaneamente localizar o elétron e descrever o seu movimento.
Heisenberg formulou que quanto mais exatamente pudermos determinar a posição de um elétron, tanto menor a certeza com que podemos definir sua velocidade, ou vice-versa. Se (x . (v = h/2p
onde h=constante de Planck=6,6262 x 10-34 Js. Isso significa que é impossível conhecer exatamente a posição e a velocidade de um elétron ao mesmo tempo. O conceito de um elétron percorrendo uma órbita definida, na qual podem ser calculados com exatidão sua posição e velocidade, deve, portanto, ser substituído pela probabilidade de encontrar um elétron numa determinada posição, ou num determinado volume de espaço. A equação de onda de Schroendinger constitui uma descrição satisfatória do átomo. Soluções para a equação de onda são chamadas de funções de onda. Diversas funções de onda, poderão satisfazer as condições da equação de onda, e cada uma das funções de onda terá uma energia correspondente. Cada uma das funções é chamada de orbital, em analogia com as órbitas da teoria de Bohr.
Os Níveis Eletrônicos de Energia
- Orbitais: correspondem aos estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo. Cada orbital no átomo acomoda no máximo dois elétrons e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos emparelhados.
- Spin Eletrônico: é uma propriedade possuída pelos elétrons. Quando há dois elétrons no mesmo orbital, seus spins estão em direções opostas, havendo um compensação de forças magnéticas.
- Paramagnetismo: dois elétrons com spins em direções opostas são ditos spins antiparalelos. Por causa do efeito magnético produzido pela presença de um elétron desemparelhado em um átomo, uma substância que contém um ou mais elétrons desemparelhados é fracamente atraída em um campo magnético. Este comportamento é chamado paramagnetismo.
- Subcamadas: Os orbitais em um átomo são agrupados em conjuntos chamados subcamadas. Em átomos no seu estado fundamental quatro tipos de subcamadas são ocupadas pro elétrons, designadas por s, p, d e f, que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.
- Camadas: Um agrupamento de subcamadas é denominado camada. Todos os elétrons em uma dada camada estão a mesma distância média do núcleo. Dois métodos equivalentes são normalmente utilizados para a designação das camadas: K, L, M, N etc.; isto é, a primeira camada (n=1) é denominada camada K, a segunda camada (n=2) é L, e assim por diante.
O Princípio da Exclusão de Pauli
Para definir um orbital são necessários três números quânticos n, l e m. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que eles tenham spins opostos. Um número quântico adicional é necessário para definir o spin de um elétron no orbital. Portanto, são necessários quatro números quânticos para definir a energia de um elétron num átomo. O Princípio da Exclusão de Pauli diz que os dois elétrons de um orbital não podem ter iguais os quatro números quânticos. Trocando os números quânticos , é possível calcular o número máximo de elétrons contidos em cada um dos níveis energéticos principais.
A regra de Hund e a Construção dos Átomos
O elemento mais simples, o hidrogênio, possui um elétron, que ocupa o nível 1s, este nível tem número quântico principal n=1, e número quântico secundário l=0.
O hélio possui dois elétrons. O segundo elétron também ocupa o orbital 1s. Isso é possível porque os dois elétrons apresentam spins opostos. O nível 1s está assim completo.
O elemento seguinte, o lítico, apresenta três elétrons. O terceiro elétron ocupa o próximo nível energético, que é o nível 2s, de número quântico principal n=2 e número quântico secundário l=0.
O quarto elétron do berílio também ocupa o nível 2s. O boro deve ter seu quinto elétron no nível 2p, pois o nível 2s estará completamente preenchido. O sexto elétron do carbono estará também no nível 2p. A regra de Hund estabelece que o número de elétrons não emparelhados num dado nível energético é o máximo. Assim, no estado fundamental, os dois elétrons p do carbono estão desemparelhados. Eles ocupam orbitais p separados e possuem spins paralelos.
Para mostrar a posição dos elétrons num átomo, usam-se os símbolos 1s, 2s, 2p, etc. para indicar o nível energético principal e o subnível. Um índice indica o número de elétrons em cada série de orbitais. Por exemplo, o hidrogênio contém 1 elétron, o que se indica por 1s1 . No hélio, o nível 1s contém 2 elétrons, o que se indica por 1s2 . As estruturas eletrônicas podem ser escritas como abaixo:
H=1s1 
He=1s2 
Li=1s2 2s1 
Be=1s2 2s2 
B=1s2 2s2 2p1 
Uma maneira alternativa de representar a estrutura eletrônica de um átomo é representar os orbitais por quadrados e os elétrons por pequenas setas:
H=
Be=
O=
Seqüência de níveis Energéticos
É importante conhecer a seqüência segundo a qual os níveis energéticos são preenchidos. A figura abaixo constitui um auxílio útil. Vêja-se pela figura que a seqüência de preenchimento dos níveis energéticos é: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, etc.
Faça a distribuição eletrônica conforme o sentido das setas mostradas na figura acima. Exemplo: Distribuição eletrônica para o oxigênio, o qual possui número atômico 8, portanto número de elétrons igual a 8.
=1s2 2s2 2p4 
Obs.: O máximo de elétrons em cada orbital é:
- orbital s=2
- orbital p=6
- orbital d=10
- orbital f=14
	
figura 1
figura 3a
figura 3b
 
 
 
 
 
 
 
 
 
�
A TABELA PERIÓDICA
UMA PERSPECTIVA HISTÓRICA
A procura de regularidade, na natureza, tem sido durante muito tempo uma das metas dos cientistas. Mas o sucesso nessa busca não foi, frequentemente, alcançado com facilidade.
Nos idos de 1800 um número considerável de elementos químicos já tinha sido descoberto e as suas propriedades e as de alguns dos seus compostos eram razoavelmente conhecidas. Semelhanças nas propriedades químicas e físicas se tornaram aparentes e alguns pesquisadores começaram a procurar uma lógica que indicasse regularidades entre os elementos químicos.
 
A LEI PERIÓDICA
Mendeleev e Meyer, fizeram uma lista de elementos em ordem crescente de PESO ATÔMICO. Hoje sabemos que a periodicidade nas propriedades é melhor mostrada se os elementos são colocados em ordem crescente de NÚMERO ATÔMICO. Esta diferença afeta poucos, uma vez que aumento do número atômico (Z) geralmente significa aumento no peso atômico (entretanto, existem algumas exceções , veja potássio, Z= 19 e iodo, Z = 53).
A lei periódica moderna estabelece que " se os elementos são ordenados de acordo com o aumento do número atômico, pode-seobservar a repetição periódica das suas propriedades".
	A TABELA PERIÓDICA MODERNA
	Muitas formas da tabela periódica foram sugeridas e construídas após a apresentação da tabela de Mendeleev. Todas se basearam no arranjo dos elementos na ordem crescente do número atômico. Algumas são dispostas na forma de espiral, ou sobre a superfície de um clone, cilindro, pirâmide, ou alguma outra forma física. Cada uma delas destaca algum aspecto de periodicidade das propriedades dos elementos, que o idealizador da tabela considerou de importância capital. A tabela mais comumente usada é denominada FORMA LONGA ou ESTENDIDA.
�
Tabela Periódica dos Elementos
	Período
	Grupo**
       
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	1
IA
1A
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	18
VIIIA
8A
	1
	1
H 
1.008
	2
IIA
2A
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	13
IIIA
3A
	14
IVA
4A
	15
VA
5A
	16
VIA
6A
	17
VIIA
7A
	2
He
4.003
	2
	3
Li
6.941
	4
Be 
9.012
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	5
B
10.81
	6
C
12.01
	7
N
14.01
	8
O
16.00
	9
F
19.00
	10
Ne
20.18
	3
	11
Na 
22.99
	12
Mg 
24.31
	3
IIIB
3B
	4
IVB
4B
	5
VB
5B
	6
VIB
6B
	7
VIIB
7B
	8
	9
	10
	11
IB
1B
	12
IIB
2B
	13
Al
26.98
	14
Si
28.09
	15
P
30.97
	16
S
32.07
	17
Cl
35.45
	18
Ar
39.95
	
	
	
	
	
	
	
	
	------- VIII -------
------- 8 -------
	
	
	
	
	
	
	
	
	4
	19
K
39.10
	20
Ca
40.08
	21
Sc
44.96
	22
Ti
47.88
	23
V
50.94
	24
Cr
52.00
	25
Mn
54.94
	26
Fe
55.85
	27
Co
58.47
	28
Ni
58.69
	29
Cu
63.55
	30
Zn
65.39
	31
Ga
69.72
	32
Ge
72.59
	33
As
74.92
	34
Se
78.96
	35
Br
79.90
	36
Kr
83.80
	5
	37
Rb
85.47
	38
Sr
87.62
	39
Y
88.91
	40
Zr
91.22
	41
Nb
92.91
	42
Mo
95.94
	43
Tc
(98)
	44
Ru
101.1
	45
Rh
102.9
	46
Pd
106.4
	47
Ag
107.9
	48
Cd
112.4
	49
In
114.8
	50
Sn
118.7
	51
Sb
121.8
	52
Te
127.6
	53
I
126.9
	54
Xe
131.3
	6
	55
Cs
132.9
	56
Ba
137.3
	57
La*
138.9
	72
Hf
178.5
	73
Ta
180.9
	74
W
183.9
	75
Re
186.2
	76
Os
190.2
	77
Ir
190.2
	78
Pt
195.1
	79
Au
197.0
	80
Hg
200.5
	81
Tl
204.4
	82
Pb
207.2
	83
Bi
209.0
	84
Po
(210)
	85
At
(210)
	86
Rn
(222)
	7
	87
Fr
(223)
	88
Ra
(226)
	89
Ac~
(227)
	104
Rf
(257)
	105
Db
(260)
	106
Sg
(263)
	107
Bh
(262)
	108
Hs
(265)
	109
Mt
(266)
	110
---
()
	111
---
()
	112
---
()
	
	114
---
()
	
	116
---
()
	
	118
---
()
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	  
 
	
	
	
	
	
	Lanthanide Series*
	58
Ce
140.1
	59
Pr
140.9
	60
Nd
144.2
	61
Pm
(147)
	62
Sm
150.4
	63
Eu
152.0
	64
Gd
157.3
	65
Tb
158.9
	66
Dy
162.5
	67
Ho
164.9
	68
Er
167.3
	69
Tm 168.9
	70
Yb
173.0
	71
Lu
175.0
	
	
	Actinide Series~
	90
Th
232.0
	91
Pa
(231)
	92
U
(238)
	93
Np
(237)
	94
Pu
(242)
	95
Am
(243)
	96
Cm
(247)
	97
Bk
(247)
	98
Cf
(249)
	99
Es
(254)
	100
Fm
(253)
	101
Md
(256)
	102
No
(254)
	103
Lr
(257)
	
	
	As linhas horizontais da tabela são chamadas PERÍODOS. Elas são numeradas de 1 a 7, usando números arábicos. Note que elas variam muito em largura do primeiro período (2 elementos) até o sexto período (32 elementos) e sétimo periíodo (potencialmente 32 elementos).
	As colunas verticais da tabela periódica são chamadas GRUPOS. Cada um deles é uma família de elementos. A tabela que se usa comumente tem os grupos numerados de 1 a 8 (I a VIII), com cada número seguido pela letra A ou B. Com este sistema, os químicos designam os elementos do grupo A como os ELEMENTOS REPRESENTATIVOS e os do grupo B como os ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO. Assim, o sódio, Na, está no grupo 1A (IA) e é o primeiro elemento do terceiro período.
OBS : A IUPAC recomenda a numeração de 1 a 18 para os grupos
	A tabela periódica pode dividir-se em diversas regiões, conforme as propriedades dos elementos que se classificam como METAIS, METALÓIDES e NÃO METAIS. Os elementos se tornam cada vez mais metálicos quando se passa da esquerda para a direita ao longo de um período e na região dos metalóides (ou semi-metais) as propriedades são intermediárias entre as dos metais e não metais.
	
Alguns grupos da tabela periódica apresentam denominações especiais :
	Grupo
	Nome do grupo
	Elementos
	1, 1A ou IA
	Metais alcalinos
	Li-Na-K-Rb-Cs-Fr
	2, 2A ou IIA
	Metais alcalinos-terrosos
	Be-Mg-Ca-Sr-Ba-Ra
	16 ou 6A ou VIA
	Calcogênios
	O-S-SE-Te-Po
	17 ou 7A ou VIIA 
	Halogênios
	F-Cl-Br-I-At
	18 ou 8 ou VIII ou zero
	Gases Nobres
	He-Ne-Ar-Kr-Xe-Rn
 	Note algumas características especiais da tabela periódica:
O hidrogênio é colocado isoladamente. Este é um dos 2 elementos do primeiro período e suas propriedades são diferentes de todos os outros;
O grupo VIIIB contém um total de 9 elementos;
O sexto período inclui só 14 elementos de Z = 58, cério, até Z = 71, lutécio. Estes elementos que seguem o lantânio (Z = 57) são chamados lantanídeos. Eles poderiam ser colocados no local apropriado, mas isto faria com que a tabela periódica ficasse muito longa. Esta sequência é mostrada separadamente e abaixo da porção principal da tabela.;
Similarmente, o sétimo período inclui os 14 actinídeos que seguem o actínio (Z = 89). Ambos, lantanídeos e actinídeos são considerados como parte do grupo IIIB, o subgrupo do escândio;
A coisa mais importante a ser notada na tabela periódica é que um novo período tem início quando há repetição das propriedades na nova sequência de elementos. Então, lítio (Z = 3) é um metal alcalino, e quando o próximo metal alcalino surge, sódio (Z = 11), ele toma o lugar abaixo do lítio. Nesse sentido, cada grupo é uma família de elementos, tendo propriedades semelhantes. 
Quando se comparam as configurações eletrônicas com a tabela periódica, descobrimos que cada período começa por adição de 1 elétron a uma NOVA camada (previamente não ocupada). Então, o hidrogênio e os elementos do grupo IA têm uma configuração ns1, onde n é o número quântico principal da última camada, ou da camada mais externa. Esta camada é também frequentemente chamada de CAMADA DE VALÊNCIA.
Os elementos do grupo principal têm a camada de valência povoada com 1 a 8 elétrons; as respectivas configurações são ns1 e ns2 para os grupos IA e IIA e ns2np1 até ns2np6 para os grupos IIIA até o grupo VIII ou zero. 
Os elementos do grupo B da tabela periódica são conhecidos como ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO. Cada série horizontal de elementos de transição corresponde ao preenchimento do subnível d na camada (n-1) nestes átomos. Uma vez que qualquer camada d pode acomodar um total de 10 elétrons, o preenchimento dá origem a 10 elementos de transição nos períodos de 4 a 5. Nas séries dos lantanídeos e actinídeos, a subcamada a ser preenchida é a f do nível (n-2). A subcamada f tem uma população máxima de 14 elétrons e assim existem 14 lantanídeos e 14 actinídeos.
 	A tabela periódica pode ser usada para prever a configuração eletrônica da maioria dos átomos.
 
RELAÇÕES NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS : algumas propriedades dos átomos são mensuráveis e mostram variações periódicas em função do número atômico. Estudaremos, entre elas, o raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade e caráter metálico. 
RAIO ATÔMICO : os átomos não são como bolas de bilhar. Um orbital atômico não tem uma fronteira nítida, além da qual não se encontram elétrons. Como podemos, então, definir o tamanho ou o raio de um átomo? Para os átomos que formam moléculas diatômicas simples, como Cl2, o raio atômico pode definir-se experimentalmente dividindo-se por 2 a distância entre os respectivos centros. Na molécula de Cl2 a distância do centro de um átomo ao centro de outro é de 200 pm, o que dá ao cloro um raio de 100 pm. Com esta e outras técnicas foi possível organizar um conjuntorazoável de raios atômicos aproximados, derivados de medidas de distâncias interatômicas. 
Íons positivos (cátions) se formam por perda de elétrons e são sempre menores do que os átomos de que provêm, e íons negativos (ânions) são maiores do que os átomos que lhe deram origem. Um exemplo é o caso do vanádio, V, que tem um raio atômico de 1,31Å; os raios iônicos do V2+, V3+ e V4+ são, 0,88; 0,74 e 0,60Å, respectivamente. 
Para os elementos dos grupos principais (ou grupos A) os raios atômicos diminuem quando se percorre um período da esquerda para a direita e aumentam quando se desce a coluna de um grupo da tabela periódica.
Como poderíamos explicar o decréscimo do raio atômico no mesmo período? Quando colocamos os átomos no período, adicionamos elétrons na camada de valência, enquanto que há, simultaneamente, um aumento na carga nuclear. TODOS os elétrons são atraídos mais fortemente e então eles ficam mais próximos ao núcleo. Ou seja, a atração entre o núcleo e os elétrons aumenta e o raio atômico diminui. Este efeito é mais claro no segundo e terceiro período, que não incluem os elementos de transição. 
Como poderíamos explicar o aumento do raio atômico quando se desce a coluna de um mesmo grupo? Ao descer a coluna de um grupo os elétrons são localizados em orbitais cada vez mais afastados do núcleo. Então os raios aumentam.
Para os elementos de metais de transição (nos períodos 4, 5 e 6) o decréscimo dos raios atômicos quando se percorre um período da esquerda para a direita é interrompido quando o elemento está no meio do período. Por que? Lembre-se que quando percorremos a série dos elementos de transição, a adição de elétrons não é feita na camada de valência, mas no subnível (n-1)d. A distância média entre o núcleo e estes elétrons é menor do que a distância média entre o núcleo e a camada de valência, e assim estes elétrons internos servem parcialmente de proteção entre os elétrons externos e a força de atração exercida pelo núcleo. Isto equivale a dizer que os elétrons externos experimentam uma repulsão dos elétrons internos e que esta repulsão compensa parcialmente a atração nuclear. O efeito de blindagem dos elétrons internos sempre reduz a carga positiva que os elétrons externos "sentem". 
Percorrendo o quarto período da tabela periódica, no qual se encontram metais de transição, observa-se que no final da série o subnível d da segunda camada se aproxima de sua população máxima, 10 elétrons, e a densidade da carga eletrônica nesta camada se torna muito alta, aumentando o efeito da blindagem e reduzindo a carga nuclear efetiva. Então os elementos do final desta série se tornam maiores. Somente depois de uma série de elementos de transição ter sido completada, por preenchimento da subcamada d, em sua capacidade total de 10 elétrons, os elétrons adicionais preenchem a camada de valência , causando a retomada da contração através do período.
Nos lantanídeos podemos observar um efeito ainda maior de blindagem pelos elétrons internos. Percorrendo esta série, adicionamos elétrons na camada (n-2), enquanto aumenta simultaneamente a carga nuclear. O aumento do efeito de blindagem dos elétrons da subcamada f, muito interna, cancela quase totalmente o aumento da carga nuclear, resultando somente uma pequena contração através da série. Indo de um lantanídeo para outro, o efeito de blindagem exercido pelos elétrons internos resulta num pequeno aumento da carga nuclear efetiva. Assim, a contração do raio é de 0,001nm entre um átomo e outro, mas como eles são 14 elementos na série, há uma contração total de 0,013 nm. Esta contração total é chamada de contração lantanídica. 
OBS : a variação de tamanho num grupo B (de metais de transição) é menos espetacular do que entre elementos do grupo A (grupo principal). Indo de qualquer elemento do quarto período ao elemento imediatamente abaixo, no quinto período, há um apreciável aumento no raio atômico. Do quinto para o sexto período, entretanto, não há praticamente nenhuma mudança. Por que? A resposta é a contração lantanídica. Como já foi salientado, o preenchimento da camada 4f faz com que o lutécio, o último dos lantanídeos, seja 0,013nm menor em raio do que o lantânio. Isto significa que os elementos depois do lutécio têm tamanhos menores do que os esperados, porque suas cargas nucleares são maiores do que deveriam ser se os lantanídeos não estivessem antes deles. A contração lantanídica quase cancela totalmente o efeito da adição da "última" camada, no sexto período, e assim o sexto e o quinto períodos dos elementos de transição são semelhantes nas dimensões atômicas. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO : é a quantidade de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo gasoso isolado. As energias de ionização são determinadas a partir de dados espectroscópicos e são medidas usualmente em kJmol-1. É possível remover mais que um elétron da maioria dos átomos. A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o primeiro elétron, transformando M em M+. A segunda energia de ionização é a quantidade de energia necessária para remover o segundo elétron e converter M+ a M2+ . Fornecendo-se a quantidade de energia equivalente à terceira energia de ionização é possível transformar M2+ em M3+, e assim por diante.
	Os fatores que influenciam a energia de ionização são: 
1. o tamanho do átomo; 2. A carga do núcleo; 3. A eficiência com que os níveis eletrônicos blindam a carga nuclear; 4. O tipo de elétron envolvido (s, p,d,f). 
Estes estão geralmente correlacionados. Em um átomo pequeno os elétrons se encontram firmemente ligados, ao passo que em um átomo maior os elétrons estão menos firmemente ligados. Assim, a energia de ionização diminui à medida que o tamanho do átomo aumenta.
Comparando-se a primeira e a segunda energia de ionização para os elementos do grupo I percebe-se que a energia necessária para a remoção do segundo elétron é maior. De fato, é cerca de 7 a 14 vezes maior que a primeira energia de ionização. A segunda energia de ionização é tão elevada que o segundo elétron não é removido. A grande diferença entre a primeira e a segunda energia de ionização está relacionada com a estrutura eletrônica dos elementos do grupo I. Eles apresentam apenas 1 elétron no nível mais externo. Assim, enquanto que é relativamente fácil remover esse elétron externo, a remoção do segundo elétron requer uma quantidade de energia muito maior, pois isto envolve os elétrons de um nível eletrônico externo completamente preenchido.
Comparando-se as energias de ionização dos elementos do grupo II pode-se notar que a primeira energia de ionização desses elementos é quase o dobro das energias de ionização dos elementos do grupo I, correspondentes. Isso decorre do aumento da carga nuclear, que faz com que os elementos do grupo II sejam menores. Uma vez removido o primeiro elétron, a relação entre as cargas do núcleo e o número de elétrons circundantes aumenta e consequentemente o tamanho diminui. Por exemplo, Mg+ é menor que o átomo de Mg. Assim sendo, os elétrons remanescentes no Mg+ estão ainda mais firmemente ligados, e a segunda energia de ionização é maior que a primeira. 
A energia de ionização também depende do tipo de elétron que é removido. Os elétrons s, p, d e f ocupam orbitais que apresentam formas diferentes. Um elétron s pode se aproximar mais do núcleo e, portanto, encontra-se mais firmemente ligado que um elétron p. Por razões semelhantes, os elétrons p estão mais firmemente ligados que os elétrons d, e os elétrons d mais firmemente ligados que os elétrons f. Caso os demais fatores sejam mantidos constantes, as energias de ionização variam na ordem s > p > d > f. 
Em geral, a energia de ionização decresce de cima para baixo num grupo e aumenta ao se deslocar para um período adjacente à esquerda. A remoção de elétrons sucessivos se torna cada vez mais difícil, de modo que: primeira energia de ionização < segunda energia de ionização < terceira energiade ionização. Porém, há diversas exceções para essas generalizações.
AFINIDADE ELETRÔNICA : um átomo também pode receber um elétron. A partícula resultante é um íon negativo. Este processo é normalmente acompanhado por liberação de energia, e tal quantidade mede quão firmemente ligado o elétron se liga ao átomo. A AFINIDADE ELETRÔNICA de um átomo é definida como a quantidade de energia liberada quando um átomo no seu estado fundamental gasoso (isolado) recebe um elétron. Como no caso da energia de ionização, a afinidade eletrônica pode ser expressa em qualquer unidade de energia. Elétron-volt (por átomo) é comumente usado. 
	As afinidades por elétron aumentarão com o decréscimo do tamanho do átomo. Elas dependerão também da carga nuclear : quanto maior o valor da carga atraindo um elétron, maior será o decréscimo de energia sofrido por ele, à medida que penetra em mum orbital do átomo. Uma vez que os raios diminuem e a carga nuclear aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período, do grupo I para o grupo VII, as afinidades por elétrons serão maiores para os elementos do grupo VII. Dentro de um grupo ou família, as afinidades por elétron são habitualmente maiores para o primeiro membro. 	
Através de um período, os valores de afinidade eletrônica aumentam com o aumento da carga nuclear. Cada metal alcalino tem uma pequena afinidade eletrônica. Os elementos seguintes, os metais alcalinos terrosos têm maior afinidade eletrônica. Isto pode ser explicado pelo fato de que estes átomos podem aceitar elétrons na subcamada 2p e 3p, respectivamente. Entretanto, F, O e N têm, irregularmente, baixas afinidades por elétron, porque seu pequeno tamanho lhes confere densidade de elétrons excepcionalmente altas. 
ELETRONEGATIVIDADE : energia de ionização e a afinidade eletrônica são medidas quantitativas da facilidade com que os átomos perdem ou ganham elétrons em condições específicas. Um resumo conveniente destas propriedades está englobado na ESCALA DE ELETRONEGATIVIDADE. Essa escala representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7, ao fúor, com eletronegatividade 4,0. Ao contrário da afinidade eletrônica e da energia de ionização, a eletronegatividade pode ser considerada para elementos em quaisquer circunstâncias, quer como átomos livres ou como parte de moléculas. 
	Como era de se esperar, a variação periódica de eletronegatividade segue paralela à da energia de ionização, afinidade por elétron, tamanho atômico e similar, sendo o flúor o elemento mais eletronegativo e o césio o elemento menos eletronegativo.
	A eletronegatividade não é uma grandeza absoluta, mas, sim, um valor relativo. Assim, a eletronegatividade de um elemento só é definida em termos da eletronegatividade de outros elementos. Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas propriedades químicas dos elementos. Compostos formados por elementos muito distantes em eletronegatividade, são mais iônicos do que compostos comstituídos por elementos de eletronegatividade próximas. 
CARÁTER METÁLICO : os metais são eletropositivos e apresentam a tendência de perder elétrons, quando lhes é fornecida energia :
 M M+ + e- 
	Quanto mais acentuada for essa tendência, mais eletropositivo e maior será o caráter metálico do elemento. Essa tendência de perder elétrons depende da energia de ionização. É mais fácil remover um elétron de um átomo grande que de um átomo pequeno. Logo, o caráter metálico aumenta quando descemos por um grupo da tabela periódica. Por exemplo, no grupo IVA, o carbono é um não metal, o germânio mostra algumas propriedades metálicas e o estanho e o chumbo são metais. Analogamente, o caráter metálico decresce da esquerda para a direita na tabela periódica, pois o tamanho dos átomos diminui e a energia de ionização aumenta. Assim o sódio e o magnésio são mais metálicos que o silício, que por sua vez possui um maior caráter metálico que o cloro. Os elementos mais eletropositivos são encontrados na parte esquerda inferior da tabela periódica, e os elementos mais não-metálicos na parte superior direita.
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LIGAÇÃO IÔNICA 
	Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um dos elementos para os átomos de outro elemento. 
2. A FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICAS : podemos visualizar a formação de uma ligação iônica típica entre dois átomos hipotéticos, M (um metal) e X (um não-metal), da seguinte maneira : como M é um metal, sua energia de ionização é baixa, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron do átomo M. A perda de um elétron por um átomo isolado (gasoso) M leva à formação de um íon positivo ou cátion : 
M(g) M+ + e-
Por outro lado, como X é um átomo de um não-metal, o valor de sua afinidade eletrônica é negativo, portanto, possui uma grande tendência em ganhar um elétron e formar um ânion :
X(g) + e- X- (g)
Se estes processos são interligados, ou seja, se o elétron perdido por M é ganho por X, então, todo o processo pode ser representado por :
M(g) + X(g) M+ (g) + X-(g)
Agora, como o cátion e o ânion apresentam cargas opostas, eles se atraem eletrostaticamente, formando um par iônico :
M(g) + X(g) [M+ X-] (g)
Em suma, esta força eletrostática entre os íons do par é conhecida como ligação iônica.
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3. AS ESTRUTURAS DE LEWIS DE COMPOSTOS IÔNICOS: a estrutura de Lewis de um composto iônico consiste na combinação entre as estruturas de Lewis dos íons individuais. Portanto, a estrutura de Lewis do NaCl é : ________________________ ou, separando com uma vírgula, ___________________. Note que isto não significa que no cloreto de sódio cada sódio Na+ é ligado a apenas um Cl-. A notação somplesmente mostra que a proporção no composto entre íons Na+ e Cl- é 1:1.
Exercício 1: Escreva a estrutura de Lewis para óxido de sódio, cloreto de cálcio, óxido de alumínio, nitreto de bário. 
4. A FORMAÇÃO DE UM COMPOSTO IÔNICO SÓLIDO : ligações iônicas são mais comumente encontradas em sólidos iônicos. Esses sólidos são formados por arranjos regulares de um grande números de cátions e ânions unidos entre si por ligações iônicas, formando uma rede cristalina, como a exibida ao lado para NaCl. Na rede, um cátion Mn+ é atraído por diversos ânions Xn-, que por sua vez são atraídos por diversos cátions, e assim por diante. Além disso, existem forças de repulsão significativas entre os cátions e os ânions que são vizinhos próximos na rede. Então, medida mais razoável do comportamento dos compostos iônicos considera a energia desprendida quando os íons em fase gasosa se combinam para formar a rede cristalina sólida.
Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) Energia da rede = (Hr = -786 kJ/mol
A variação de entalpia nesta reação é chamada de energia reticular de um cristal ou energia da rede. Esta energia depende, em grande parte, da intensidade da atração entre os cátions e os ânions, que medimos na (Hformação .A energia da rede (ou a entalpa de rede) de um sólido não pode ser medida diretamente. Entretanto, podemos obtê-la por outro caminha, um que combina dados termodinâmicos e o ciclo de Born-Haber. 
RECORDANDO: uma questão básica é : por que qualquer processo ocorre? Apesar de mais para frente chegarmos a uma resposta mais completa, um fato óbvio é que todas as reações ocorrem quando os produtos formados são mais estáveis que os reagentes. Em outras palavras, quando um sistema sofre uma transformação, ele atinge um estado de maior estabilidade. Como reconhecemos este aumento de estabilidade? Pelo fato de ser, em geral, seguido por uma liberação de energia. Um processo é dito energeticamente favorável quando vem acompanhado por uma liberação de energia. Para um sistema mantido à pressão constante,um aumento de estabilidade é associado a um decréscimo de entalpia, ou (H ( 0 
Outro aspecto a ser recordado sobre termodinâmica é que vimos que se imaginarmos uma reação ocorrendo numa sequência de etapas, e que se a variação de entalpia de cada etapa for conhecida, então a variação de entalpia na reação pode ser calculada (Lei de Hess, Seção 6.6 do Kotz/ Volume I).
	
4.1. O CICLO DE BORN-HABER : o ciclo de Born-Haber é um caminho fechado de passos, um dos quais é a formação de uma rede sólida a partir de íons gasosos. O ciclo segue as variações de entalpia que ocorrem quando começamos com elementos puros, os atomizamos a átomos gasosos, os ionizamos então a íons gasosos, permitimos que os íons formem um sólido iônico e convertemos a sólido novamente a elementos puros. A única entalpia desconhecida é aquela do passo em que o sólido iônico se forma a partir dos íons gasosos. O ciclo de Born-Haber permite-nos calcular esse valor, que é o negativo da entalpia de rede. 
	Para calcular a entalpia de formação do cloreto de sódio, dividimos o processo global numa sequência de etapas como as ilustradas abaixo, sabendo-se que :
Etapa 1 - entalpia de formação do Na(g) = +107,32 kJ/mol
Etapa 2 - Entalpia de formação do Cl (g) = +121,68 kJ/mol
Etapa 3 - Energia de ionização do Na(g) = + 496 kJ/mol
Etapa 4 - Afinidade ao elétron do Cl (g) = -349 kJ/mol
Etapa 5 - formação do NaCl(s) a partir de íons na fase gasosa = -786 kJ/mol
Observe que as variações de entalpia para as Etapas 1, 2 e 3 são endotérmicas. É necessário injetar energia para vaporizar o sódio sólido e depois ionizar o vapor, assim como para separar os dois átomos de Cl de uma molécula de Cl2. Ao contrário, os valores de (H para as etapas 4 e 5 são ambos negativos, pois há evolução de energia quando o átomo de Cl adquire um elétron e quando os íons Na+ e Cl- se reúnem para formar a rede cristalina sólida. 
Exercício 2 : Calcule a entalpia molar de formação, (H(f do cloreto de sódio e do iodeto de potássio (dados serão fornecidos pela professora).
Exercício 3 : Crie e use um ciclo de Born-Haber para calcular a entalpia de rede do cloreto de potássio dados serão fornecidos pela professora).
Exercício 4 : Considerando o seu conhecimento sobre ENERGIA RETICULAR, explique por que não existe o composto NaCl2. 
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TEORIA DE ORBITAIS MOLECULARES
Teoria de Ligação de Valência (TLV) X Teoria de Orbitais Moleculares (TOM)
Enquanto na TLV uma ligação química se forma pela combinação de dois orbitais atômicos, cada qual proveniente de um dos átomos ligados, a TOM admite que se formem 2 orbitais moleculares pela combinação de 2 orbitais atômicos. Esses orbitais moleculares se espalham e se delocalizam sobre diversos átomos da molécula.
Primeiro Princípio : o número de orbitais moleculares que se formam é sempre igual ao número de orbitais atômicos dos átomos que se combinam.
Exemplo : se eu quero formar a molécula de H2, eu preciso de dois orbitais atômicos que levarão à formação de 2 orbitais moleculares.
Questão 1 - Como se formam esses orbitais ?
Os orbitais moleculares se formam pela soma e pela subtração dos orbitais atômicos. Exemplo para a molécula de H2: 
Segundo Princípio : o orbital molecular ligante tem energia mais baixa que os orbitais atômicos iniciais e o orbital molecular antiligante tem energia mais alta. 
Questão 2 - Como eu posso desenhar agora aquilo que falei antes ?
Ordem de Ligação = número de elétrons nos orbitais moleculares ligantes -
número de elétrons nos orbitais moleculares antilitantes
2
OBS : Ordem de ligação é o número de pares de elétrons ligantes que unem 2 átomos.
Terceiro Princípio : os elétrons da molécula ocupam os orbitais disponíveis de energia mais baixa, e ocupam-nos com os spins emparelhados.
Quanto Princípio : a combinação de orbitais atômicos para formar orbitais moleculares é mais eficaz quando orbitais atômicos têm energia semelhantes. Explicação usando o dilítio, Li2. Ocorrem interações 1s/1s e 2s/2s. 
Configuração dos OM do átomo x : aprender a escrever a configuração sem errar
COMBINAÇÃO DE ORBITAIS p e p : considere inicialmente a combinação de dois orbitais p cujos lóbulos estejam orientados ao longo do eixo que une os dois núcleos. Nesse caso serão formados tanto um OM ligante como um orbital molecular antiligante do tipo sigma (() :
Considere agora a combinação de dois orbitais p cujos lóbulos estejam orientado, perpendicularmente ao eixo que une os dois núcleos. Nesse caso pode ocorrer a sobreposição lateral dos orbitais com formação de um OM ( ligante e um orbital molecular (( antiligante.
Conclui-se que são possíveis 6 tipos de interações entre dois elementos que têm orbitais de valência s e p. Formam-se orbitais moleculares sigma ligantes e antiligantes pela interação dos orbitais s. Analogamente, é possível a interação ponta a ponta, de um orbital p de um átomo com o orbital p de outro átomo, formando-se um par de orbitais moleculares sigma ligante e antiligante. Finalmente, cada átomo tem 2 orbitais p em planos perpendiculares à ligação sigma que une os dois átomos. Estes orbitais p podem interagir lateralmente para dar orbitais moleculares ( ligante e antiligante ((. Assim, dois orbitais p de cada átomo produzem dois orbitais moleculares ( ligantes ((p) e dois orbitais moleculares antiligantes (((p).
OBS : As interaçãoes dos orbitais que acabamos de mencionar levam a diagramas de níveis de energia como os da Fig 10.21 do KOTZ e como os que você tem em mãos.
LISTA DE EXERCÍCIOS - TOM
1 - Dê a configuração eletrônica e a ordem de ligação do íon carbeto (C22-) em termos de orbitais moleculares. Desenhe o diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares deste íon. Quantas ligações sigma e pi tem esse íon? Qual é a ordem da ligação carbono-carbono? O íon é paramagnético ou diamagnético? 
2 - Que molécula, em cada um dos seguintes pares, teria a maior energia de ligação?
a) F2 e F2+ b) Be2 e Be2+
3 - Escreva a configuração eletrônica para cada uma das seguintes moléculas em termos de orbitais moleculares:
a) Li2 b) B2 c) N2 d) Ne2 +
4 - Todas as seguintes formas de oxigênio podem ser facilmente preparadas: O2, O2+, O2-, O22-. Escreva a configuração eletrônica da molécula de O2 e a desses íons em termos de orbitais moleculares. Compare os íons com a molécula de O2 tendo em vista : (a) o caráter magnético, (b) o número de ligações sigma e pi, (c) a ordem da ligação , (d) o comprimento da ligação. Explique a ligação em cada espécie e indique a existência de íons paramagnéticos ou diamagnéticos.
5 - Desenhe os diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares e dê as configurações em termos de orbitais moleculares para as sete moléculas biatômicas homonucleares do Li até o F, e faça uma correlação com as seguintes características :
(a) ligação tripla b) ligação dupla c) ligação simples d) sem ligação f) todos os elétrons emparelhados g) dois elétrons desemparelhados.
6 - Que moléculas diatômicas homonucleares dos elementos do segundo período (do Li2 até o Ne2 são paramagnéticas? Quais têm a ordem de ligação 1? Quais têm a ordem de ligação 2? Que molécula diatômica tem a ordem de ligação mais alta?
7 - Dê a configuração eletrônica dos íons Li2+ e Li2- em termos dos orbitais moleculares. Compare a ordem da ligação lítio-lítio na molécula de Li2 e nos seus íons.
Diagrama típico de níveis de energia dos OM para as moléculas diatômicas O2 e F2.
Diagrama típico de níveis de energia dos OM para as moléculas diatômicas homonucleares Li2 até o N2.
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FORÇAS INTERMOLECULARES : são forças atrativas que resultam da interação ente moléculas, ou entre íons e moleculas, no estado líquido e no estado sólido. São essas ligações que mantêm as moléculas unidas num líquido ou num sólido.
( Toda substância molecular apresenta uma determinada temperatura na qual a agitação molecular é suficientemente intensapara vencer as forças atrativas intermoleculares. Nessa temperatura (ponto de ebulição), as moléculas separam-se umas das outras e a substância passa para o estado gasoso.
 
Interação dipolo permanente/dipolo permanente : as moléculas polares constituem dipolo permanentes. Quando as substâncias formadas por moléculas polares estão no estado sólido ou no estado líquido, orientam-se de tal forma que o pólo positivo de uma fica voltado para o pólo negativo da outra. Essas forças atrativas são do tipo dipolo permanete/dipolo permanente e são tanto mais intensas quanto maior for o momento dipolar da molécula.
Interação dipolo induzido/dipolo induzido : quando substâncias formadas por moléculas apolares estão no estado sólido e no estado líquido, essas moléculas estão muito próximas umas das outras, provocando o aparecimento de distorções nas nuvens eletrônicas das moléculas. Essas distorções provocam o surgimento de um dipolo instântaneo na molécula (apolar) que, por sua vez, provoca o aparecimento de um dipolo induzido, também instantâneo, na molécula vizinha. Surgem então as forças atrativas do tipo dipolo induzido-diolo induzido. Essas forças são chamadas forças de dispersão de London. 
Observação : as distorções das nuvens eletrônicas são tanto mais pronunciadas quanto maior for o tamanho da molécula. Ora, como o tamanho da molécula aumenta com o número de átomos (e, portanto, com o número de elétrons da molécula), as forças de London também aumentam com o número de elétrons da molécula, a que é lógico, já que resultam de distorções das nuvens eletrônicas.
As forças atrativas intermoleculares podem ser comparadas através dos pontos de ebulição (PE) das substâncias. Quanto mais fortes forem essas força, mais difícil será rompê-las e mais alto será o PE. 
Fazer : montar um quadro comparando os pontos de ebulição dos halogênios. Considere que, como todas as moléculas são polares, nos halogênios temos forças atrativas intermoleculares somente do tipo dispersão de London.
Interação dipolo permanente/ dipolo induzido : uma molécula com um dipolo permanente pode induzir um dipolo em uma segunda molécula que esteja localizada próxima no espaço. A força desta interação irá depender do momento de dipolo da primeira molécula e da polarizabilidade da segunda molécula. A polarizabilidade de uma molécula é uma grandeza física que indica com que facilidade a densidade eletrônica da molécula pode ser polarizada, isto é, formando uma distribuição assimétrica de densidade eletrônica (cargas) e por consequinte ocorrendo a formação de dipolos instantâneos na molécula. 
Interações íon-íon : são interações eletrostáticas fortes que ocorrem entre cátions e ânions. As forças eletrostáticas conferem aos sólidos características como alto ponto de fusão e ebulição.
Interações íon/dipolo permanente : um dipolo permanente é constituído por cargas positiva e negativa separadas , por isso, um cátion positivo e um ânion negativo podem ser atraídos por uma dessas cargas e repelido pela outra. A interação íon dipolo é muito mais fraca que a interação íon-íon. Uma razão para tal fraqueza é que a molécula polar tem somente cargas parciais. Outra razão é que a atração do íon para a carga parcial em um lado da molécula é cancelada pela repulsão da carga oposta parcial no outro lado. 
	A intensidade das atrações íon-dpolo dependem da : distância entre o íon e o dipolo (quanto mais próximos estiverem, maior a atração), da carga do íon (quanto maior a carga, maior a atração) e da grandeza do dipolo (quanto maior a grandeza do dipolo, mais forte a atração. 
Fazer : montar uma tabela com os tipos de interação, as energias típicas da interação e as espécies que interagem.
Ligação hidrogênio (pontes de hidrogênio) : é um tipo de ligação intermolecular resultante de uma atração dipolo permanente-dipolo permanente muito forte. A ligação de hidrogênio aparece entre : 
( moléculas de H-F; 
( moléculas com pelo menos uma ligação covalente O-H; 
( moléculas com pelo menos uma ligação N-H.
	As pontes de hidrogênio aparecem então entre moléculas que têm pelo menos um átomo de H ligado a um átomo de F, O ou N. Como esses são elementos de maior eletronegatividade, as ligações H-F, O-H e N-H são fortemente polarizadas. 
	A ligação de hidrogênio forma-se devido a uma forte atração entre o H (( +) de uma molécula com o F ((-), O ((-) ou N (( -) da molécula vizinha.
Johan Dobereiner 1829 
(Cl, Br, I) (Ca, Sr, Ba) (S, Se,Te)
TRÍADES
Regularidades
entre os Elementos
Alexandre de Chancourtois 1862 PARAFUSO TELÚRICO
Meyer e Mendeleev
1864 (1871)
TABELAS PERIÓDICAS
John Newlands 1864
LEI DAS OITAVAS
Isolated = isolado; 
Subtract = subtrair; 
Add = adicionar; 
Antibonding MO = orbital molecular antiligante; 
Bonding MO = orbital molecular ligante;
Node = nodo; 
Energy of isolated H atoms = energia dos átomos de hidrogênio isolados.
AO = orbital atômico;
MO = orbital molecular
Bond order = ordem de ligação
Antibonding = antiligante;
Bonding = ligante
Estado sólido
Estado líquido
Estado gasoso
Não ocorrência de forças intermoleculares
Interação dipolo permanente/
dipolo induzido
Interações 
Iônicas (íon-íon)
Interação dipolo permanente / 
dipolo permanente
Forças Intermoleculares
Ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio
Interação dipolo induzido / 
dipolo induzido
Interação íon /
dipolo permanente