Unidade 1 - Tabela Periódica e Ligações químicas - corrigido

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PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM 
NANOCIÊNCIAS 
TÓPICOS EM QUÍMICA ESTRUTURAL - MAN 211 
 
 
 
UNIDADE 1 – TABELA 
PERIÓDICA 
 
 
 
Santa Maria, março de 2015. 
2 
3 
ORGANIZAÇÃO ATUAL DA TABELA PERIÓDICA 
 Grupos 
 
• Colunas verticais; 
 
• Numeradas com algarismos arábicos de 1-18; 
 
• Constituídos – elementos químicos – periodicidade nas configurações 
eletrônicas. 
 Períodos 
 
• Linhas horizontais; 
 
• Indicam o número de níveis de energia ou camadas que o elemento 
possui. 
OBS.: A organização periódica está baseada na ordem crescente 
de número atômico (Z). 
4 
Distribuição Eletrônica: 
Os Orbitais, a Energia e o Diagrama de Linus Pauling 
 
5 
 
Orbitais e seu espectro de energia 
 
6 
 
Orbitais e suas energias 
 
7 
Orbitais e suas energias: Diagrama de Aufbau 
 O átomo de Carbono – Z = 6; 
 
C = 6 elétrons 
8 
 
Orbitais e suas energias: Diagrama de Aufbau 
 
 Os elétrons preenchem sucessivamente os subníveis energéticos em 
ordem crescente de E, com o número máximo permitido em cada 
subnível. 
9 
 
Orbitais e suas energias: Diagrama de Aufbau 
 
10 
 
Propriedades Periódicas: Raio Atômico 
 
11 
Tendências Periódicas nos Raios Atômicos 
12 
 
Propriedades Periódicas: Carga Nuclear Efetiva 
 
13 
n distância e- núcleo R 
 Z atração e- núcleo R 
Grupo 
Período 
14 
 
Tamanho do Raio: Átomo X Íon 
 
Tamanho íons – distâncias um do outro – compostos iônicos. 
 
 Depende: carga nuclear, número de e- e orbitais que possui. 
 
 Cátion: desocupa orbitais mais extensos; diminui as repulsões e-/e-. 
 
Cátion < átomo de origem 
 
 Ânion: aumenta as repulsões e-/e- ; fazendo com que os e- se 
espalhem no espaço. 
 
Ânion > átomo de origem 
 
Ex.: a) Li+1 e Li c) O e O-2 
 0,68Ᾰ 1,34 Ᾰ 0,73Ᾰ 1,40 Ᾰ 
 
 b) Mg+2 e Mg d) Cl e Cl-1 
 0,66 Ᾰ 1,30 Ᾰ 0,99 Ᾰ 1,81 Ᾰ 
15 
 Efeito de variação da carga nuclear – raios iônicos – variação de raios 
 
serie isoeletrônica. 
 
 Observe os íons abaixo: 
 
O -2 ; F -1; Na +1 ; Mg +2 e Al +3 . 
Aumento da carga nuclear 
Diminuição do raio iônico 
O-2 F-1 Na+1 Mg+2 Al+3 
1,40 1,33 0,97 0,66 0,51 (Ӑ) 
16 
Exemplos: 
 
1) Avalie os 4 elementos que seguem e ordene os tamanhos crescentes 
de raios atômicos: 
 
 15 P; 16 S ; 33 As; 34 Se. 
 
 
 
 
 
2) Ordene os átomos e íons a seguir em ordem crescente de tamanho: 
 
 Mg 2+ ; Ca 2+ e Ca. 
 
 
17 
 
Propriedades Periódicas: Raio Atômico 
 
18 
 
Propriedades Periódicas: Energia de Ionização 
 
19 
20 
 
Propriedades Periódicas: Energia de Ionização 
 
21 
 
Propriedades Periódicas: Energia de Ionização 
 
22 
 
Propriedades Periódicas: Afinidade Eletrônica 
 
23 
 
Propriedades Periódicas: Afinidade Eletrônica 
 
24 
 
Propriedades Periódicas: Eletronegatividade 
 
• Consiste na tendência que um átomo têm de atrair elétrons de 
uma ligação química. 
 
• Aumenta da esquerda para a direita na TP, devido ao aumento da 
carga nuclear. 
 
• Diminui a medida que descemos em um grupo da TP, pois ocorre 
um aumento do efeito de blindagem pelos átomos internos 
25 
 
Propriedades Periódicas: Eletronegatividade 
 
26 
• Metais 
– Bons condutores de calor e eletricidade. 
– Maleáveis e dúcteis. 
 
• Não-metais 
– Não condutores de calor e eletricidade. 
– Sólidos quebradiços. 
 
Metais e não-metais 
 
Exercício 
 
1) Por que um cigano ao martelar um pedaço de cobre consegue fazer um 
utensílio de cozinha e a peça não quebra durante o processo? 
 
2) Por que ao fazer o mesmo processo com os cristais de sal marinho ele se 
parte em pedaços menores? 
27 
 
Metais 
 
28 
 
Não-metais 
 
Unidade 2 - Ligações 
Químicas nos Compostos 
 Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e 
íons onde cada espécie química procura uma maior 
estabilidade. 
Menos 
estáveis 
Mais estáveis 
Átomos 
isolados 
Átomos 
ligados 
E
n
e
rg
ia
 
30 
DEFINIÇÕES 
31 
 Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza 
combinados de modo a adquirir maior estabilidade. 
 
 Estado Excitado: quando fornece energia (E) ao átomo e 
um elétron passa de um nível de menor E para um de maior 
E. 
 
 Camada de Valência: em geral as ligações químicas 
envolvem apenas a última camada do átomo. 
REGRA DO OCTETO 
32 
 Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até 
que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de 
elétrons). 
 O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons na 
camada de valência, imitando os gases nobres. 
 
 
Configuração Geral: ns2 np6 
        
Obs.: Esta regra só é válida para os elementos 
representativos. 
 ! Exceção para o H, Li, B, Be, P e S. 
33 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 Ligação Iônica 
 
 
 
 Ligação Covalente 
 
 
 
 Ligação Metálica 
 1. LIGAÇÃO IÔNICA 
→ Ocorre quando um ou mais elétrons são TRANSFERIDOS 
da CAMADA DE VALÊNCIA de um átomo para a camada de 
valência de outro átomo. 
Os átomos apresentam: 
 
→ Baixo potencial de ionização – facilidade perder elétrons. 
 
→ Alta afinidade eletrônica – facilidade em receber elétrons. 
34 
LIGAÇÃO IÔNICA 
35 
 Configuração dos Átomos 
Na Cl 
LIGAÇÃO IÔNICA 
36 
 Formação dos íons 
Na+ Cl- 
LIGAÇÃO IÔNICA 
37 
• Atração Eletrostática 
Na+ Cl- 
38 
LIGAÇÃO IÔNICA 
39 
• Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino 
 NaCl 
40 
41 
Energias Envolvidas na 
Formação da Ligação Iônica 
 
• Energia de rede: é a energia necessária para separar 
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons 
gasosos. 
• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos 
dos íons: 
 
 
 
k: constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas 
partículas e d é a distância entre seus centros. 
d
QQ
El
21k
42 
Energias Envolvidas na Formação da Ligação 
Iônica 
 
 
• A energia de rede aumenta à medida que: 
 
• As cargas nos íons aumentam; 
 
• A distância entre os íons diminui. 
 
d
QQ
El
21k
43 
44 
Configurações Eletrônicas de íons dos 
Elementos Representativos 
 
• São derivados da configuração eletrônica dos elementos com o 
número necessário de elétrons adicionados ou removidos do 
orbital mais acessível. 
 
• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon 
estável: 
 
• Mg = [Ne]3s2 
• Mg+ = [Ne]3s1 não estável 
 
• Mg2+= [Ne] estável 
 
• Cl = [Ne]3s23p5 
 
• Cl- = [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
45 
Íons de metais de transição 
 
• As energias de rede compensam a perda de até 3 elétrons. 
 
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem 
decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 
3d). 
 
Íons poliatômicos 
 
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga 
global em um composto contendo ligações covalentes. 
 
• Por exemplo: SO4
2-, NO3
-. 
Fórmula dos CompostosIônicos 
 [A]+X 
Y 
 [B]-Y 
X 
 Cargas = + xy – xy = zero 
Exemplos: 
 
Ca+2 + Br-1  CaBr2 
Al+3 + S-2  Al2S3 
46 
Ligações dos Grupos: s e p 
Grupo Carga Grupo Carga 
1 + 1 15 - 3 
2 + 2 16 - 2 
13 + 3 17 - 1 
Exemplos: 
a) K+Cl-  KCl 
b) Ca+2I-1  CaI2 
c) Al+3S-2  Al2S3 
d) Fe+3O-2  Fe2O3 47 
Características dos Compostos Iônicos 
 Sólidos a temperatura ambiente. 
 
 Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados. 
 
 Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução 
aquosa. 
 
 Melhor solvente é a água. 
48 
 Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um 
elétron de cada átomo ligante. 
 
Exemplo: formação do cloro – Cl2. 
Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5 
Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl 
 Fórmula de Lewis Molecular Estrutural 49 
 
2. LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR 
Ligação Covalente 
 Configuração dos Átomos 
50 
Ligação Covalente 
 Atração Quântica ou atração e repulsão 
51 
52 
Ligação Covalente 
(a) Força que mantêm os átomos unidos. (b) Polarização da ligação. 
Ligação Covalente 
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular 
53 
Exemplos de Ligações 
O O O2 ou O = O 
N N N2 ou N  N 
O H H H2O ou H - O - H 
Cl H HCl ou H - Cl 54 
55 
 Entalpias de Ligação e Entalpias de Reação 
 
• Ilustramos o conceito com a reação entre o metano, CH4, 
e o cloro: 
 
CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g) Hrxn = ? 
 
Forças das Ligações Covalentes 
56 
57 
Entalpias de Ligação e Entalpias de 
Reação 
 
• Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são 
quebradas enquanto uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são 
formadas. 
 
 
 
 
• A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as 
ligações formadas são mais fortes do que as ligações 
quebradas. 
 
• O resultado acima é consistente com a lei de Hess. 
          
kJ 104
Cl-HCl-CCl-ClH-C
-
- DDDDHrxn
58 
Entalpia de Ligação e Comprimento de Ligação 
 
 
• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as 
ligações simples. 
 
• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do 
que as ligações simples. 
 
• Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os 
átomos são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos. 
59 
Ligações Múltiplas 
 
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado 
entre dois átomos (ligações múltiplas): 
 
 Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
 Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
 Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
 
 
 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida 
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
H H O O N N
LIGAÇÕES SIGMA () E PI () 
 Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo 
de um mesmo eixo. 
 
 Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, 
ocorrem apenas com orbitais do tipo p. 
 
Obs. As ligações  só ocorrem após a ligação , que é única 
entre dois átomos. 
60 
61 
62 
63 
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS 
 Definição: artifício utilizado por alguns elementos para 
formarem um maior número de ligações covalentes simples. 
Hibridização Ocorrências Geometria Ângulo 
sp Be e Mg Linear 180° 
sp
2 
B e Al Trigonal 120° 
sp
3 
C e Si Tetraédrica 109° 28’ 
 
Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização. 64 
 
Exemplos de Hibridização 
 O átomo híbrido não completa o seu octeto. 
BeF2 F Be F F - Be - F 
BF3 F B 
F 
F F - B - F 
 F 
65 
Características dos Compostos Moleculares 
 Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente. 
 
 Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos 
compostos iônicos. 
 
 Bons isolantes: térmico e elétrico. 
66 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
 Definição: acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões 
distintas da ligação – polos. 
 
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon 
define um polo da ligação. 
+ 
_ 
67 
Polaridade das Ligações 
 Ligações covalentes: é função da diferença de 
eletronegatividade entre os átomos da ligação. 
68 
Classificação: 
 Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a 
nuvem não se deforma. 
 
 Polar: formadas por átomos de eletronegatividades diferentes, a 
nuvem se deforma. 
 
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos 
maior a polarização. 
 
Polaridade das Ligações 
● Ligação covalente apolar: 
H2  
H H 
● Ligação covalente polar: 
HCl  
H Cl 
+ - 
69 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas 
da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e 
da geometria molecular. 
 Momento dipolar resultante (r): vetor que define a 
polaridade da molécula, soma dos vetores. 
70 
 Momento dipolar (μ): é o vetor que orienta a polaridade da 
ligação, polo positivo para o negativo. 
 Ex: H  Cl 
71 
72 
Eletronegatividade e polaridade de ligação 
 
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. 
 
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por + e o polo negativo por -. 
 
73 
Momentos de dipolo 
 
• Considere HF: 
 
• A diferença de eletronegatividade leva - a ligação polar. 
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H. 
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, 
chamamos o HF de um dipolo. 
 
• O momento de dipolo, , é a ordem de grandeza do dipolo: 
 
 
 onde Q é a grandeza das cargas. 
 
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). 
Qr
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES 
Tipos de 
ligações/forças 
intermoleculares: 
74 
1) Ligação Dipolo-Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 
1. Forças de Van der Waals 
2. Ligações de Hidrogênio 
● Dipolo-dipolo 
● Dipolo - induzido 
dipolo - induzido 
2) Ligações de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente 
polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 
75 
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as 
moléculas apolares. 
76 
Forças Intermoleculares e as Propriedades 
PF e PE 
 Dois fatores influem nos PF e PE: 
 1) Ligações intermoleculares: quanto maior a intensidade das 
forças de ligação, maiores os PF e PE da substância. 
 
 Ordem crescente da intensidade de interação: 
 Dipolo induzido < dipolo–dipolo < ligações de H 
 
 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das 
moléculas, maiores o PF e PE da substância. 
77 
Forças Intermoleculares e as Propriedades 
PF e PE 
 Exemplos: 
PE 
Tamanho da molécula 
CH4 
SeH4 
GeH4 
SnH4 
PE 
Tamanho da molécula 
100 
0 
- 100 
H2O 
H2S 
H2Se 
H2Te 
78