Apostila de Química Inorgânica - UnB

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UNIVERSIDADE DE BRASÍLIA
INSTITUTO DE QUÍMICA
ÁREA DE QUÍMICA INORGÂNICA
IQD 114464
QUÍMICA INORGÂNICA BÁSICA
ROTEIRO DE AULAS
Prof. Marcello Moreira Santos
PRIMEIRO PERÍODO DE 2009.
AULAS:
SEGUNDAS-FEIRAS 19h00’ as 20h40´ ICC B1. 180
QUARTAS-FEIRAS 20h50’ as 22h30’ ICC B1. 215
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ÍNDICE
1 - ESTRUTURA ATÔMICA .................................................................................... 4 
INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 4 
A) SÉRIE ESPECTRAL ................................................................................................... 5 
B) MECÂNICA ONDULATÓRIA .......................................................................................... 13 
C) ORBITAIS ATÔMICOS ............................................................................................... 15 
D) SPIN, PRINCÍPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI E CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA ......................................... 17 
E) ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS ........................................................................................ 19 
F) REGRA DE HUND, ENTALPIA DE IONIZAÇÃO EM RELAÇÃO AO NÚMERO ATÔMICO ................................... 20 
G) PROPRIEDADES MAGNÉTICAS ...................................................................................... 20 
H) ELETRONEGATIVIDADE ( χ ) ........................................................................................ 21 
2 - LIGAÇÃO QUÍMICA ....................................................................................... 25 
A) TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS ..................................................................................... 25 
B) SUPERPOSIÇÃO DE ORBITAIS ...................................................................................... 27 
C) ESTABILIDADE DE H2 CONTRA HE2 .............................................................................. 34 
D) TEORIA GERAL DOS ORBITAIS DE MOLÉCULAS HOMONUCLEARES .................................................. 37 
E) MOLÉCULAS DIATÔMICAS HETERONUCLEARES ....................................................................... 37 
F) TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR PARA MOLÉCULAS POLIATÔMICAS .................................................. 37 
G) TEORIA DA LIGAÇÃO LOCALIZADA, ESTADO DE VALÊNCIA E HIBRIDIZAÇÃO ......................................... 37 
H) RESSONÂNCIA ..................................................................................................... 43 
I) LIGAÇÃO POLICÊNTRICA EM MOLÉCULAS COM DEFICIÊNCIA DE ELÉTRONS ............................................ 43 
J) COMPRIMENTO DE LIGAÇÕES E RAIOS COVALENTES ................................................................. 44 
K) AGRUPAMENTOS DE MOLÉCULAS E RAIOS DE VAN DER WAALS ................................................... 45 
3 - TABELA PERIÓDICA ...................................................................................... 47 
A) INTRODUÇÃO À NATUREZA E TIPOS DE ELEMENTOS ................................................................. 47 
B) ELEMENTOS MONOATÔMICOS: ..................................................................................... 50 
C) MOLÉCULAS DIATÔMICAS: ........................................................................................ 50 
D) MOLÉCULAS POLIATÔMICAS ISOLADAS: ........................................................................... 50 
E) MOLÉCULAS GIGANTES: ........................................................................................... 50 
F) METAIS: ........................................................................................................... 52 
G) HIDROGÊNIO: 1S1 .............................................................................................. 53 
H) HÉLIO: 1S2 E GASES NOBRES (NS2 NP6) ....................................................................... 53 
I) PRIMEIRO PERÍODO CURTO: LI, BE, B, C, N, O, F, NE (2S 2P) ............................................. 54 
J) SEGUNDO PERÍODO CURTO (NA, MG, AL, S, P, SI, CL, AR) ................................................ 55 
K) OUTROS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS ............................................................................ 56 
L) METAL DE TRANSIÇÃO ............................................................................................. 57 
4 - SÓLIDOS CRISTALINOS ................................................................................ 59 
A) INTRODUÇÃO A SÓLIDOS INORGÂNICOS ........................................................................... 59 
B) ENERGIA DA REDE CRISTALINA ................................................................................... 59 
C) GENERALIZAÇÃO E REFINAMENTO DOS CÁLCULOS DA ENERGIA DA REDE .........................................61 
D) CICLO DE BORN-HABER .......................................................................................... 61 
E) RAIOS-IÔNICOS ................................................................................................... 61 
F) ESTRUTURAS CRISTALINAS IÔNICAS ............................................................................... 64 
G) ESTRUTURA DE ÂNIONS AGRUPADOS COMPACTAMENTE ............................................................ 64 
H) ÓXIDOS METÁLICOS MISTOS ..................................................................................... 65 
5 – ÁCIDOS E BASES .......................................................................................... 67 
A) PROPRIEDADES DO SOLVENTE ..................................................................................... 67 
C) SOLVENTES PROTOGÊNICOS ⇒ CONTÉM PRÓTONS IONIZÁVEIS MAIS OU MENOS ÁCIDOS. .......................... 68 
D) SOLVENTES APRÓTICOS ........................................................................................... 69 
E) SAIS FUNDIDOS ................................................................................................... 70 
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F) SOLVENTES PARA REAÇÕES ELETROQUÍMICAS ..................................................................... 70 
G) PUREZA DOS SOLVENTES .......................................................................................... 70 
H) DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES .................................................................................. 70 
I) ÁCIDOS E BASES “DUROS” E “MACIOS” ........................................................................... 73 
J) COMPONENTES COVALENTES E IÔNICOS DAS INTERAÇÕES ÁCIDO-BASE ............................................ 74 
K) ALGUNS ÁCIDOS AQUOSOS COMUNS ............................................................................... 75 
L) REGRAS RELATIVAS ÀS FORÇAS DOS OXIÁCIDOS ................................................................... 75 
M) SUPERÁCIDOS ..................................................................................................... 76 
6 – OXIDAÇÃO E-REDUÇÃO ................................................................................ 78 
A) INTRODUÇÃO AO CONCEITO REDOX ............................................................................... 78 
EXTRAÇÃO DE ELEMENTOS ................................................................................. 79 
B) ELEMENTOS EXTRAÍDOS POR REDUÇÃO ............................................................................ 79 
C) ELEMENTOS EXTRAÍDOS POR OXIDAÇÃO ........................................................................... 84 
D) POTENCIAS REDOX DE SEMI-REAÇÃO .............................................................................. 86 
E) FATORES CINÉTICOS ............................................................................................... 89 
F) REAÇÕES EM ÁGUA ................................................................................................ 90 
G) OXIDAÇÃO POR OXIGÊNIO ATMOSFÉRICO ........................................................................... 94 
H) DIAGRAMA DE LATIMER ........................................................................................... 95 
I) DIAGRAMA DE FROST .............................................................................................. 97 
J) DEPENDÊNCIA DE PH .............................................................................................. 99 
APÊNDICE ....................................................................................................... 100 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS ...................................................................................... 100 
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1 - ESTRUTURA ATÔMICA
Introdução
Evolução Histórica do átomo
1) Gregos - Primeira idéia de átomo. Uma partícula indivisível constituinte da matéria.
2) Dalton (1808) - Primeiro modelo atômico com base científica (resultados 
experimentais). Uma partícula maciça e indivisível (modelo da bolha de bilhar).
3) Thomson (1897) - Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à 
descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria 
formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons 
(modelo do pudim de ameixas).
4) Rutherford (1911) - O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por 
um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente 
toda sua massa; ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é 
o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde 
o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.
5) Bohr (1913) - Com base no espectro dos elementos, concluiu que os elétrons giravam 
em torno do núcleo em determinados níveis de energia (diferente de zero), constituindocamadas eletrônicas. Essas camadas foram chamadas K,L,M,N, O, P, Q, correspondentes 
aos níveis de energia 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele 
salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o 
elétron volta ao seu nível de energia primitivo ou fundamental (mais próximo do núcleo) 
ele cede a energia anteriormente recebida sob a forma de uma onda eletromagnética 
(luz).
6) Rutherford (1920) - Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de 
hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão da existência do nêutron.
7) Chadwick (1932) - Descoberta do nêutron.
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Carga Elétrica Massa 
Natureza Valor relativo relativa
Próton Positiva +1 1
Nêutron Não existe 0 1
Elétron Negativa -1 1/1840
8) Átomo é um conjunto formado por Z prótons, (A-Z) nêutrons, constituindo um núcleo, 
ao redor do qual giram Z elétrons, constituindo a eletrosfera.
9) Número atômico = número de prótons = Z
Número de massa = número de prótons + número de nêutrons = A
Nas reações químicas há quebra e/ou formação de ligações químicas que 
dependem das configurações eletrônicas dos átomos envolvidos. Por isso é necessário 
entender a estrutura dos átomos.
a) Série Espectral
1) Ondas eletromagnéticas
As ondas de rádio, raios-X, radiação térmica, luz visível são exemplos de energia 
radiante ou radiação eletromagnética que se propagam na forma de ondas 
eletromagnéticas, que tem como características um comprimento de onda λ, que é a 
distância entre pontos equivalentes de uma mesma onda e, a freqüência ν (Hertz (Hz)), 
que é o número de oscilações completas por tempo (em segundo).
ν - alta ν baixa
- As ondas eletromagnéticas diferem entre si por suas freqüências.
A freqüência e o comprimento de onda são relacionados por:
c= λ * ν, onde c = velocidade da luz ⇒ 3x108 m/s
As várias radiações eletromagnéticas constituem o espectro eletromagnético.
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VISÍVELULTRAVIOLETA INFRAVERMELHO
raios-gama
raios-X
UV IV microondas rádio ondas longas
visível
(Hz)
(m)
(Hz)
(m)
10-7 10
-6
3x10
14
3x10
15
7,5x10 3,75x10
14 14
10 104
6
10 1010 10
20-4-6-10-12 1010 10
-2
10
-8
10 1010 1010 1010 101010
20 18 16 14 12 10 8 6 4 2
10
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2) Espectro Atômico
A luz branca (luz solar) quando colimada, atravessada num prisma é decomposta 
no espectro contínuo (arco-íris):
Antes de 1913, vários experimentos realizados mostravam que as freqüências ou 
comprimentos de onda da luz emitida ou absorvida por átomos tinham valores bem 
definidos e discretos sem uma explicação para tal fato. 
Fonte 
Luz Branca
Fenda
Prisma
Espectro
Contínuo
violeta
anil
azul
verde
amarelo
laranja
vermelho
Enquanto na luz solar as radiações distribuem-se numa faixa contínua de 
freqüências, algumas radiações emitidas por vapores a baixa pressão, submetidos a 
temperaturas ou diferenças de potencial elevadas possuem apenas algumas freqüências, 
que são características de cada elemento. Exemplo: sódio que emite luz amarela. Outro 
exemplo é o hidrogênio, que tem um espectro muito simples, um espectro de linhas.
O espectro de linhas do hidrogênio pode ser obtido da seguinte maneira:
Experimento: a um tubo contendo hidrogênio aplica-se uma descarga elétrica; cada 
átomo de hidrogênio tem seu elétron excitado que, quando retornam ao estado 
fundamental, emitem energia na forma de radiação eletromagnética. Essa radiação é 
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colimada por uma fenda e quando passa por um prisma e vai para o detector, que mostra 
um espectro de linhas.
Espectro
de linhas
Prisma
Fenda
Tubo de H 2
364,6 nm
410,3 nm
656,3 nm
486,3 nm
432,4 nm
violeta
laranja
vermelho
Estas linhas espectrais constituíam um conjunto de séries convergentes, que 
obedecem as equações:
⇒ Série de Lyman (UV): 
1 1
1
1 2 3 4 52 2λ
= −



→ =R
n
n , , , ,......
⇒ Série de Balmer (Visível): 
1 1
2
1 3 4 52 2λ
= −



→ =R
n
n , , ,......
⇒ Série de Paschen (IV): 
1 1
3
1 4 5 62 2λ
= −



→ =R
n
n , , ,......
sendo R = constante Rydberg = 109,678cm-1 ou 2,18x10-18J. Foi Rydberg que 
estabeleceu esta constante e uma série de fórmula geral:
Série de Rydberg: 
1 1 1 12 3 4 5
2 3 4 5
1
2
2
2 1
1 2
λ
= −





 → =
=
<
R
n n
n
n n
, , , , ,......
, , , ....... n
 
2
Não se podia explicar o espectro de linhas para o hidrogênio com base no 
movimento do elétron. Acreditava-se que o elétron seguia uma trajetória curva em torno 
do núcleo e assim sofreria aceleração e deveria, portanto, perder energia e emitir 
radiação eletromagnética. Isto significaria uma trajetória espiral em direção ao núcleo, 
levando ao colapso do átomo.
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Utilizando as idéias de Planck (1900) da quantificação da energia, da emissão de 
radiação E = h ν e de Einstein (1905), sendo h = 6,63x 10-34 J.s, para explicar o efeito 
fotoelétrico, a emissão de elétrons só ocorre se a radiação incidente tenha um valor 
mínimo e sabendo que a luz pode possuir propriedades de onda e de partícula. Em 1913 
Bohr postula que, em virtude dos átomos não sofrerem colapso e a luz ser emitida 
somente em certas freqüências (Espectro de linhas), o elétron pode possuir apenas certas 
quantidades de energia, ou seja, assim como visto para o fóton por Planck e Einstein, a 
energia do elétron é quantizada.
núcleo
n = 1
n = 2
n = 3
E
N
E
R
G
 I
A
ABSORÇÃO EMISSÃO
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
n = infinito
Bohr tratou o elétron do átomo de hidrogênio como se viajasse em torno do 
núcleo em órbitas circulares, de energia fixa ou quantizada derivando uma equação de 
energia:E Ax n= − 1 2/ onde A = 2,18x10-13J e n=1,2,3,4,.....,∞.
b) Mecânica Ondulatória
De Broglie (1924): sugeriu que se a luz comporta-se como partícula, as partículas 
podem manifestar propriedades ondulatórias. 
Einstein havia demostrado que E=mc2 e Planck que E=hν. Assim:
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E h hc= =ν
λ
; já que c= λ * ν ∴ = ⇒ =hc mc h
mcλ
λ2
Para a partícula c é substituída por v = velocidade da partícula, então, λ =
h
mv
. 
Para partículas não subatômicas, por terem massa muito grande e velocidade pequena, 
tem comprimento de onda extremamente pequeno, que não pode ser mensurado.
O comportamento ondulatório de partículas foi comprovado com a observação da 
difração de um feixe de elétrons (1927).
Em paralelo as idéias da dualidade onda-partícula da matéria e da radiação 
eletromagnética, Heisenberg enunciou o Princípio da Incerteza que diz que é impossível, 
de modo exato e simultâneo, determinar a energia e a posição de uma partícula e deve-
se, portanto, referir-se à probabilidade de encontrar o elétron, a natureza ondulatória do 
elétron e seu comportamento probabilístico foi descrito por uma equação de onda 
proposta por Schrödinger (1926) e a probabilidade como Ψ2. Cada solução da equação de 
onda é chamada função de onda Ψ. Essa solução deve ter significado físico, ou seja, 
devem ser contínuas, finitas e unívocas. Na solução obtém-se três quantidades 
observáveis, n, l e ml.
c) Orbitais atômicos
Considerando o elétron movendo-se como onda em torno do núcleo, a menos que 
o comprimento de onda seja apropriado, a onda estará fora de fase e se cancelará. Isto 
significaque λ deve ser restrito a um número inteiro n vezes ao longo do círculo. 
2πr = nλ
Pela mecânica ondulatória, os níveis de energia no átomo estão dispostos de um 
ou mais orbitais, descritos por funções de onda de Schrödinger e a distribuição dos 
elétrons em torno do núcleo é determinada pelo número e pela espécie de níveis de 
energia que são ocupados.
Um nível de energia é definido por um conjunto das funções de onda ψ com um 
dado valor do número inteiro n, número quântico principal. Cada nível é complementado 
por subníveis l, número quântico azimutal ou secundário, que é a quantização da 
quantidade do movimento angular do elétron e assume valores 0 a n-1.
O terceiro número quântico, ml, número quântico magnético, tem valores variando 
de -l a +l, inclusive zero, e está relacionado com a presença de um campo magnético 
externo, pois a energia do elétron depende dele. Esse número quântico pode ser 
comprovado pelo desdobramento das raias espectrais quando um campo é aplicado.
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Sumário:
Nível (n) Subnível (l) ml número de orbitais
1 l=0; s 0 1
2 l=0; s 0 1
l=1; p 0, ±1 3
3 l=0; s 0 1
l=1; p 0, ±1 3
l=2; d 0, ±1, ±2 5
4 l=0; s 0 1
l=1; p 0, ±1 3
l=2; d 0, ±1, ±2 5
l=3; f 0, ±1, ±2, ±3 7
A forma do orbital é definida por l e, sua orientação, por ml. Na ausência de um 
campo magnético, todos os orbitais de um subnível têm a mesma energia, ou seja, 
degenerados.
Representação dos orbitais
Os orbitais podem ser representados graficamente em:
a) diagrama de superfícies de limites;
b) Diagrama de nuvens de densidade eletrônicas.
c) Gráficos de ψ e de ψ2 em função da distância do núcleo;
a) Diagrama de superfícies limites: os pontos unem um determinado valor de ψ2.
y
z
x
z
y
 x
z
y
x
1s 2px 3dz2
b) Diagramas de nuvens de densidade eletrônica: mostram como a densidade de 
probabilidade varia no espaço em torno do núcleo.
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c) Gráficos de ψ eψ2 em função da distância ao núcleo.
O tamanho do orbital aumenta à medida que n aumenta. Os orbitais 1s, 2s e 3s 
são simétricos.
d) Spin, Princípio de Exclusão de Pauli e Configuração eletrônica
Em adição aos três números quânticos necessários para especificar a distribuição 
especial de um elétron temos que sob certas condições e na influência de um campo 
magnético externo, o elétron sofre um desdobramento, que é característico do 
movimento angular intrínseco desse, o spin (ms), dado por:
que pode ter os valores de +1/2 ou –1/2. ms é quantizado. Diz-se que os elétrons estão 
emparelhados ou desemparelhados.
O Princípio de exclusão de Pauli estabelece que dois elétrons no mesmo átomo 
não podem ter todos os números quânticos iguais, assim há um máximo de dois elétrons 
em qualquer orbital.
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{ }s s s h= +( )1
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⇒ Distribuição dos elétrons nos átomos:
DIAGRAMA DE DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s
e) Átomos polieletrônicos
Todo o desenvolvimento inicial da configuração eletrônica foi feito para um átomo 
monoeletrônico, hidrogênio, He+, Li2+, quando se trata de átomos no estado fundamental, 
se nota que os átomos polieletrônicos não têm a mesma energia nos orbitais com o 
mesmo número quântico principal.
A resolução da equação de Schrödinger para átomos contendo n-elétrons daria 
uma função de onda com 3N coordenadas referentes a todos os elétrons.
Os orbitais com n = 2, 2s e 2p penetram no orbital 1s, ou seja, uma parte da 
densidade eletrônica dos orbitais 2s e 2p está no interior do orbital 1s, contudo o orbital 
2s penetra um pouco mais que o orbital 2p, então um elétron no orbital 2s está menos 
blindado em relação à carga nuclear do que um elétron no orbital 2p, quando o orbital 1s 
está ocupado.
Depois de preenchido o orbital 1s; H 1s1; He 1s2, o orbital 2s será preenchido. O 
próximo conjunto de orbitais estáveis é os 2p, que suporta 6 elétrons. Assim a seqüência 
de preenchimento é:
 B 1s2 2s2 2p1 C 1s2 2s2 2p2 N 1s2 2s2 2p3 O 1s2 2s2 2s4 
No Ne a segunda camada com n = 2 é completada. 
Para se preencher a terceira camada (n = 3) os elétrons são acomodados nos 
orbitais 3s e 3p, sendo o orbital 3s mais estável que o 3p. Após são preenchidos os 
orbitais 3s e 3p, os próximos elétrons entram no orbital 4s e não no orbital 3d, porque 
depois de colocados os primeiros 18 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, as energias dos orbitais 
4s e 4p são fortemente diminuídas, penetrando nessa região ocupada, enquanto os 
orbitais 3d quase não têm sua energia alterada, já que tem pequena penetração, sendo 
assim o preenchimento:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 ou [Ar] 4s2 3d1
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Quando os orbitais 4s estão preenchidos, os orbitais 3d penetram nesses tendo 
um abaixamento de energia, tornando-se mais estáveis que os orbitais 4p. Essa situação 
de interpenetração de orbitais e blindagem em relação à carga nuclear (quanto mais 
blindado o orbital, mais energético), faz com que não haja o preenchimento linear dos 
elétrons nos orbitais, seguindo assim a seqüência de preenchimento.
f) Regra de Hund, Entalpia de Ionização em relação ao número atômico
1) Regra de Hund
a) Os elétrons entrarão em orbitais diferentes enquanto for possível;
b) Dois ou mais elétrons que ocupam orbitais diferentes têm spin opostos.
2) Carga nuclear efetiva Z*
É uma constante empírica proposta por J.C. Slater que representa a extensão 
cumulativa dos outros elétrons na blindagem de um determinado elétron no átomo.
Z Z* = − σ ,
onde σ é o fator de blindagem e Z é o número atômico. Z* varia com a distância nuclear.
Cálculo de σ:
a) Para elétrons nos orbitais s e p.
1. Para os elétrons em camadas mais altas do que o elétron em questão contribui com 0;
2. Cada elétron na mesma camada do elétron em questão contribui com 0,35;
3. Cada elétron na camada (n-1) contribui com 0,85;
4. Elétrons em camadas mais internas contribuem com 1,0.
b) Para elétrons nos orbitais d.
1. Todos os elétrons em camadas mais altas (externas) contribuem com zero;
2. Cada elétron na mesma camada contribui com 0,35;
3. Todos os elétrons de camadas mais internas (n-1 e menores) contribuem com 1,0.
Exemplo: F9 = 1s2 2s2 2p5 σ = 2x0,85 + 6x0,35 = 3,8
Z* = 9 - 3,8 = 5,20
3) Entalpia de Ionização (∆Hion)
É a entalpia relacionada com a retirada de elétrons dos elementos, com a 
conseqüente formação de cátions, que é dependente da disponibilidade do elétron sair do 
orbital aonde se encontra, ou seja, sua energia de blindagem.
A entalpia de afinidade eletrônica (∆HAE) está relacionada com a facilidade de um 
elemento receber elétrons.
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g) Propriedades Magnéticas
a) Paramagnetismo: átomo, íon ou molécula com mais de um elétron desemparelhado é 
atraído por um campo magnético.
b) Diamagnetismo: átomo, íon ou molécula com todos os elétrons emparelhados é 
fracamente atraído por um campo magnético.
Susceptibilidade magnética (χM): é a força exercida pelo campo magnético por massa do 
elemento.
Momento magnético (µ ): polarização induzida por elétrons não emparelhados e seus 
spins.
Equação de Curie: µ = 2,84x (χMxT)1/2
Quântica: : µ = 2x (S(S+1))1/2
sendo S = soma dos elétrons desemparelhados.
h) Eletronegatividade (χ)
Medida empírica da tendência de um átomo ou molécula atrair elétrons.χ≠ ∆HEA
Definições:
a) Mulliken: χ é proporcional a média de entalpia de ionização menos entalpia de 
afinidade eletrônica (∆Hion - ∆HAE).
b) Pauling: χ está relacionada com a energia de ligação.
A-B; A-A;B-B ELAB – M ((A-A)2 + (B-B)2)1/2 = ∆
∆ ≠ ∆EL Energia de Ligação de A-B é a média geométrica de A-A e B-B que dá um conjunto 
de eletronegatividades relativas:
χF = 4,00
c) Allred-Rochow: χ está relacionada com a atração do elétron na camada de valência e 
segue a lei de Coulomb. Usando a carga nuclear efetiva e o raio atômico.
χ = +0 359 07442, ,
*Z
r
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χ χA B− = 0102
1 2, /∆
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2 - LIGAÇÃO QUÍMICA
a) Tipos de ligações químicas
1. Covalente
2. Covalente deslocalizada (multicentros)
3. Ligação iônica
Nenhuma ligação é completamente iônica ou covalente.
Além da afinidade eletrônica, potencial de ionização, outra propriedade que quase 
todos os átomos possuem é a capacidade de se combinar.
Ligação entre metais e não metais: os metais têm baixa energia de ionização, ou 
seja, perdem elétrons muito facilmente, e os não metais possuem uma elevada 
capacidade de receber elétrons (alta afinidade eletrônica).
- Símbolos de Lewis
Na formação de ligações químicas, somente as camadas de valência dos átomos 
interagem, ou seja, somente suas configurações eletrônicas mais externas são 
importantes.Para destacar a camada mais externa (camada de valência) usa-se uma 
notação chamada SÍMBOLOS DE LEWIS, que é símbolo do elemento químico cercado 
por pontos (ou x, círculos) representando os elétrons de valência do átomo.
Exemplo:
x x
xx x
xO
As fórmulas escritas com esses símbolos são chamadas ESTRUTURAS DE LEWIS 
ou FÓRMULAS ELETRÔNICAS.
- Ligação Iônica e Propriedades de Compostos Iônicos
As ligações iônicas ocorrem quando 1 ou mais elétrons são transferidos da camada 
de valência de um átomo para a camada de valência de outro átomo. O átomo que perde 
o elétron torna-se um íon positivo (cátion) e o que ganha o elétron, um íon negativo 
(ânion). A atração de íons de cargas opostas leva à ligação iônica.
Exemplo: Na11 - 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1 → Na → Na1+ + é
Cl17 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [Ne] 3s2 3p5 → Cl + é → Cl1-
Na 0 + Cl0
0 0
0
0
00
[ ]-Na+ 0
0 0
0
0
00
0
Cl
O Na e Cl ganham ou perdem elétrons até que a configuração eletrônica de um 
gás nobre seja atingida.
REGRA DO OCTETO: É a tendência dos átomos ganharem ou perderem elétrons 
até que haja OITO elétrons na sua camada de valência, a fim de adquirir a estabilidade 
de um gás nobre. Esta regra se aplica, principalmente, para elementos representativos, 
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embora com algumas exceções; não se verifica sua aplicabilidade para metais de 
transição. 
Quando o átomo adquire a configuração eletrônica de um gás nobre, diz-se que 
este elemento é isoeletrônico do gás nobre. Para os cátions (quem perde elétron), ele é 
isoeletrônico do gás que o precede e, para o ânion, isoeletrônico ao gás que o sucede.
Exemplo: Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ) + é → Cl1- (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6)

 Ar
então íon cloreto e Ar são isoeletrônicos.
Metal → perde elétron e a configuração fica igual ao gás nobre que o precede
Na11 (1s2 2s2 2p6 3s1) → Na1+ (1s2 2s2 2p6) + é
 
 Ne
Para os metais de transição, a perda dos elétrons dos orbitais s e p, leva a uma 
configuração de um gás nobre rodeado pelos elétrons do orbital d. 
Exemplo.: Ga → Ga3+ + 3é
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 + 3é
 
Ar
Como as ligações iônicas são forças fortes são necessárias quantidades razoáveis 
de energia para que ocorra a quebra de um sólido iônico, o que explica os altos pontos de 
pontos de fusão e calores de fusão. Os sólidos são fracos condutores de eletricidade e 
calor; os cristais são duros e quebradiços.
A entalpia de rede não pode ser medida diretamente, mas podemos obtê-la 
através de medidas indiretas. Alguns sólidos iônicos são insolúveis em água, pois a 
atração entre seus cátions e ânions é tão forte que não permite separá-los. Exemplo: 
Ca3(PO4)2, fosfato dos ossos.
- Ligação Covalente
Existem casos onde a formação de um composto iônico não é energeticamente 
favorecida. Nesses casos, pode se formar uma ligação covalente, quando há o 
compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos, normalmente não metálicos. 
Por que dois não metais não formam cátions ou ânions? Porque sua energia de 
ionização é muito alta. Então como existem milhões de compostos diferentes de carbono, 
hidrogênio e oxigênio? Devido à formação da ligação covalente.
Exemplo.: H2 
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Quando os orbitais se misturam, ambos elétrons são atraídos igualmente e 
compartilhados pelos dois núcleos. Nenhum dos átomos “solta” o elétron totalmente.
Em ligação covalente, cada átomo ligado pode contribuir com um elétron para o 
par compartilhado ou um átomo pode contribuir com ambos elétrons.
Estrutura de Lewis: 
Exemplo.:
Ho + Ho H H 
H H
Existem ligações covalentes simples, como na molécula de hidrogênio; duplas 
(C=C) e triplas (N N ).
Outro tipo de ligação covalente é a ligação covalente coordenada, onde somente 
um dos átomos entra com o par de elétrons para formar a ligação. Exemplos são os 
compostos elétrons deficientes e ou elétrons excedentes. No caso dos compostos elétrons 
deficientes, outro átomo cede o par de elétrons para formar a ligação. Exemplo desse tipo 
de composto é o fluoreto de boro (BF3); esses compostos quando formados não 
obedecem à regra do octeto, ou seja, mesmo depois de formada a ligação, sua camada 
de valência têm menos do que oito elétrons; neste exemplo o boro fica com 6 elétrons.
Os compostos elétrons excedentes, quando formados, o átomo central fica com 
mais do que oito elétrons na sua camada de valência, por exemplo PCl5 e SF6, onde o 
átomo central fica com 10 elétrons e 12 elétrons, respectivamente.
b) Superposição de Orbitais
- Orbital e ligação
O modelo de Lewis de ligação química assume que cada par de elétron ligado está 
localizado entre os dois átomos. Entretanto, é sabido que a localização de um elétron no 
átomo não pode ser descrita em termos de uma posição precisa, mas somente em 
termos de probabilidade de encontrá-lo em algum lugar da região do espaço, o orbital. 
Nós pode-se descrever a ligação covalente em termos de orbitais atômicos através de 
uma teoria chamada Teoria de Orbitais Atômicos.
Essa teoria está fundamentada na Mecânica Quântica e leva em conta os átomos 
individuais ligados entre si.
Quando dois átomos se ligam para formar uma ligação covalente, um orbital 
atômico de um átomo se superpõe a um orbital atômico do outro átomo e, então, o par 
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de elétrons é compartilhado na região de superposição. A força da ligação formada é 
proporcional à superposição dos orbitais envolvidos.
Exemplo: molécula de Hidrogênio
Exemplo: molécula de HF
2s 2p
F
F-
2p2s
elétron do hidrogênio
No caso da molécula de HF, é o orbital 2pz do F que vai se superpor com o 1s do 
H.
Apenas dois elétrons podem ser compartilhados por um conjunto de 
orbitais superpostos.
Exemplo: H2O
elétrons do hidrogênio
2s 2p
O-2
O
2p2s
Como os orbitais p estão a 90º um do outro, esperaríamos que as ligações com os 
hidrogênios ficassem a 90º, entretanto o ângulo observado é de 104,5º. Esse fato é 
devido à repulsão entre os átomos de hidrogênio eos pares isolados. O melhor 
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entrelaçamento entre o orbital 1s do H e o 2p do O é a 90º, da onde se conclui que o 
aumento do ângulo causa perda na força da ligação.
Não é possível utilizar a visão simples de superposição de orbitais atômicos para 
explicar todas as estruturas moleculares, sendo necessárias outras teorias, como por 
exemplo Orbitais Híbridos e Teoria de Orbitais Moleculares.
- Teoria de Orbitais Moleculares
Essa teoria também é fundamentada na Mecânica quântica. De acordo com ela, 
existe na molécula um certo arranjo de núcleos atômicos e, distribuídos sobre estes 
núcleos, há um conjunto de orbitais moleculares. A melhor descrição para esses orbitais é 
considerá-los uma combinação dos orbitais atômicos que cercam os núcleos constituintes 
da molécula. Essas combinações podem ser obtidas fazendo-se a soma, ou subtração, 
das funções de ondas correspondentes aos orbitais atômicos que se superpõem.
A magnitude do overlap (sobreposição) entre os orbitais pode ser:
a) positiva: quando os orbitais têm o mesmo sinal.
- interação ligante entre os dois átomos.
b) negativa: quando os orbitais têm sinais diferentes.
pz + pz
c) nula: não há aumento nem diminuição de densidade eletrônica entre os átomos.
s + dxypz + px
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- Combinações de orbitais:
a) orbitais s-s:
- mesmo sinal: OM ligante
- sinais diferentes: OM antiligante
b) orbitais s-p:
- mesmo sinal: OM ligante
- sinais diferentes: OM antiligante
c) orbitais p-p:
a) Lóbulos no mesmo eixo dos núcleos: ligações sigma σ
- mesmo sinal: OM ligante - σ
- sinais diferentes: OM antiligante σ*
b) Lóbulos perpendiculares ao eixo dos núcleos: ligações π
- mesmo sinal: OM ligante - π
- sinais diferentes: OM antiligante - π*
- Energia dos orbitais moleculares
Quando os orbitais moleculares são formados, a energia dos orbitais ligantes é 
menor do que dos orbitais originais e, a energia dos antiligantes, maior.
É possível determinar a ordem de ligação de uma molécula utilizando a 
quantidade de elétrons distribuídos nos orbitais moleculares.
(ORDEM DE LIGAÇÃO TOTAL) = [(nº de é nos OM ligantes) - (nº de é nos OM 
antiligantes)]/2
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Diagramas de níveis de energia para os orbitais moleculares criados a partir de 2s e 2p.
2s2s
2p2p
Os orbitais moleculares podem se estender sobre mais de dois núcleos.
- Teoria de Orbitais híbridos
Segundo a Mecânica Quântica, a solução da equação de Schrödinger consiste em 
uma série de funções de onda, cada uma descrevendo um orbital atômico diferente. 
Quando essas funções são elevadas ao quadrado, possibilitam calcular a probabilidade de 
se encontrar o elétron em algum lugar do espaço ao redor do núcleo. Se combinarmos 
essas funções, somando-as ou subtraindo-as, produzimos um novo conjunto de orbitais 
que possuem propriedades direcionais diferentes das dos orbitais atômicos dos quais 
foram gerados. Por exemplo quando combinamos um orbital s com um orbital p, para 
formar um orbital híbrido temos o seguinte:
sp
s p
(híbrido)
Os orbitais híbridos só podem se entrelaçar bem em apenas uma direção. Como 
conseguem se entrelaçar mais efetivamente com outros orbitais formando ligações mais 
fortes. Além do entrelaçamento do orbital s com p, são possíveis outros tipos de 
entrelaçamento.
Orbitais híbridos Número de orbitais Orientação
sp 2 Linear
sp2 3 triângulo - planar
sp3 4 Tetraédrica
dsp2 4 quadrado planar
dsp3 5 bipirâmide trigonal
d2sp3 6 Octaédrica
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c) Estabilidade de H2 contra He2
- Hidrogênio (H2) versus hélio (He2)
Para a molécula de hidrogênio, os dois elétrons (um de cada átomo de hidrogênio) 
vão ocupar o orbital ligante σ, formando uma ligação simples entre os átomos.
Para a molécula de hélio, como o átomo de hélio possui dois elétrons ocupando o 
orbital atômico 1s, dois dos quatro elétrons, oriundos de cada um dos átomos irão ocupar 
o orbital ligante e os outros dois elétrons o orbital antiligante. Nesse caso a energia de 
estabilização é anulada pela energia de desestabilização dos orbitais, não havendo, 
portanto, a formação de ligação química.
d) Teoria Geral dos Orbitais de moléculas homonucleares
Como feito para H2 e He2 pode-se considerar a série completa do 2º período de Li2 
até F2, aplicando-se a teoria dos Orbitais Moleculares. 
ligante (sigma:pp)
antiligante (sigma:pp)
antiligante (sigma:ss)
antiligante (pi:pp)
ligante (sigma:ss)
ligante (pi:pp)
s
p2
2
p2
s2
- Fazer os diagramas de orbitais para as moléculas de Li2, Be2, B2, C2, N2, O2.e F2
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H2 He2
ligante
antiligante
ligante
antiligante
1S 1S 1S1S
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e) Moléculas diatômicas heteronucleares
Em comparação à aplicação da TOM para moléculas diatômicas homonucleares, no 
caso de moléculas diatômicas heteronucleares, como CO e NO, se mantém a mesma 
metodologia, com algumas diferenças, dependendo da carga nuclear efetiva dos dois 
átomos envolvidos;
C O
2s
2p
2s
2p
sigma (ligante)
sigma (ligante)
pi (ligante)
sigma (antiligante)
pi (antiligante)
sigma (antiligante)
f) Teoria do orbital molecular para moléculas poliatômicas
A teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) pode ser generalizada e aplicada às 
moléculas poliatômicas, tipo AB2, AB3, etc.
Exemplo: BeH2
H (OA)
Be (OA) OM
2s
2p
1s
(não ligantes)
sigma (ligante)
sigma (ligante)
sigma (antiligante)
sigma (antiligante)
- Fazer os diagramas de orbitais moleculares para moléculas poliatômicas tipo AB3 (BF3, 
CO32-, NO32-).
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g) Teoria da ligação localizada, estado de valência e hibridização
- Ligações múltiplas 
As ligações duplas ou triplas formam-se quando dois e três pares de elétrons, 
respectivamente, são compartilhados entre dois átomos. 
Na formação da ligação dupla, uma das ligações entre os átomos é do tipo sp2 
(ligação sigma σ), visto que os orbitais se hibridizam; a outra ligação acontece quando os 
dois orbitais p não hibridizados, paralelos, se aproximam um do outro, fazendo com que 
a nuvem eletrônica se concentre abaixo e acima do eixo (ligação π).
No caso da ligação tripla, os átomos se ligam através de uma ligação entre os 
orbitais tipo sp (ligação σ) e duas ligações entre os orbitais p não hibridizados (ligação π).
Resumo: 
ligação simples uma ligação σ
ligação dupla uma ligação σ e uma ligação π
ligação tripla uma ligação σ e duas ligações π
- Princípio de Aufbau.
1) os dois orbitais de menor energia serão preenchidos primeiro;
2) dois elétrons ocupam os orbitais com spins opostos.
- Regra de Hund - no caso de termos orbitais degenerados, elétrons ficarão 
desemparelhados.
- Regras para a combinação linear de orbitais atômicos
1) o O.A. devem ter aproximadamente mesma energia;
2) interação entre os orbitais deve ser intensa;
3) os orbitais devem ter a mesma simetria.
Ordem de energia:
a) Para elementos mais pesados:
1 1 2 2 2
2
2
2
2
22 2 2 2 2
2
2
2
2
2s s s s p
p
p
p
p
px
y
z
y
z
xσ σ σ σ σ
π
π
π
π
σ, , , , , ,* ,
*
*
*
*
















----------------------------------------------------------------→
Energia
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b) Para elementos B,C, N e mais leves, a ordem é:
----------------------------------------------------------------→
Energia
Carga Formal
Dividir toda a carga elétrica artificialmente para decidir qual a estrutura de 
ressonância tem maior contribuição para a estabilidade da molécula.
Para determinar é preciso saber:
1. os elétrons da camada de valência (V)
2. os elétrons presentes como par isolado (L)
3. elétrons compartilhados (S)
Obs: V e L são determinados para os átomos e S para a molécula inteira.
FC V L S= − +( )
1
2
Ordem de Ligação
A ordem de ligação é o número de ligações covalentes existentes entre um par de 
átomos.
Ordem de ligação (O.L.)
C C 1
C C 2
C C 3
N N 3
C O 2
Existe ordem de ligação fracionária, como é o caso do SO2, cuja O.L. está entre 1 
e 2.
S
O O
S
O O
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Propriedades que variam com a Ordem de Ligação
Existem algumas propriedades que variam com a ordem de ligação, ou seja, com 
o número de ligações covalentes entre os dois átomos. Entre elas:
a) Comprimento da ligação - diminui com o aumento da ordem de ligação;
b) Energia de ligação (energia necessária para romper uma ligação) - aumenta com o 
aumento da ordem de ligação;
c) Freqüência de ligação - aumenta com o aumento da ordem de ligação.
Reações de ácidos - bases de Lewis
- base de Lewis - quem participa com o par de elétrons
- ácido de Lewis - quem aceita o par de elétrons.
A reação entre uma base e um ácido de Lewis forma como produto o complexo de 
Lewis (aduto). Por exemplo, na reação do BCl3 com a amônia (NH3), a amônia entra com 
o par de elétrons e o B aceita o par de elétrons.
+BCl3 NH3o
o NH3Cl3B
ácido base complexo
Todas as ligações formadas em uma reação ácido-base de Lewis são coordenadas.
Ligação Covalente versus Iônica
a) Corrigindo o modelo covalente
A ligação covalente adquire caráter iônico caso um dos átomos envolvidos tenha 
um poder de atração eletrônica (eletronegatividade) maior do que o outro átomo; 
dessa forma o par de elétrons está mais propenso a ficar perto daquele átomo.
Elementos com alta afinidade eletrônica e alto potencial de ionização são difíceis 
de perder elétrons e tendem a ganhá-los, sendo então classificados como altamente 
eletronegativos.
Exemplo:
H F
δ −δ +
Caso a eletronegatividade dos elementos envolvidos na ligação sejam as mesmas 
ou muito próximas, o modelo covalente puro é suficiente para descrever a ligação.
b) Corrigindo o modelo iônico
Na prática todas as ligações iônicas têm caráter covalente. A atração do cátion 
sobre os elétrons do ânion faz com que a nuvem eletrônica fique distorcida. Essa 
distorção pode ser entendida como uma tendência do elétron em se mover na ligação 
química, ficando entre os dois átomos. 
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Alta distorção = Polarizabilidade
Dependendo da polarizabilidade a ligação pode ser polar ou apolar.
Podemos considerar a ligação iônica como sendo uma ligação covalente 
extremamente polar, ou seja, com pouco compartilhamento de elétrons.
Método VSEPR - Método da Repulsão entre os Pares Eletrônicos da Camada de 
Valência
Este método é utilizado para determinar a orientação mais estável dos pares 
eletrônicos ao redor do átomo central numa molécula e, daí a geometria da mesma. 
O método é baseado em algumas suposições, entre elas:
- os pares de elétrons tendem a se orientar para diminuir a energia;
- o tamanho da repulsão depende se os pares estão ou não compartilhados e a 
repulsão entre; pares isolados > entre par isolado - par ligado > par ligado - par ligado;
- a repulsão diminui com o aumento do ângulo entre os pares.
Para determinar o tipo da molécula, escrever a estrutura de Lewis, então 
identificar o arranjo dos pares de elétrons (número estérico), nos quais o par isolado 
deve estar o mais afastado possível das ligações e, daí nomear a molécula, conforme a 
Tabela abaixo.
Para ligações múltiplas o número estérico é a soma do número de átomos ligados 
mais número de pares isolados.
Número estérico Orientação Ângulo entre pares
2 Linear 180º
3 trigonal plana 120º
4 Tetraédrico 109,5º
5 trigonal bipiramidal 90º, 120º
6 Octaédrico 90º
h) Ressonância
Algumas vezes não se pode fixar somente uma única fórmula eletrônica para a 
molécula ou íon.
Exemplo.: SO2
A estrutura real do SO2 não corresponde nem a A nem a B, mas sim a uma 
estrutura intermediária entre ambas. Isso é o conceito de ressonância e a estrutura real é 
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o híbrido de ressonância de A e B. Todas as estruturas têm a mesma energia e todas são 
válidas; todas as ligações têm o mesmo tamanho e, os elétrons estão deslocalizados.
i) Ligação policêntrica em moléculas com deficiência de elétrons
- Ligações 3c-2e: é um tipo de ligação policêntrica com deficiência de elétrons, onde três 
átomos mantêm ligação entre si com apenas 2 elétrons. Um exemplo destas ligações é o 
dímero B2H6, formado por dois monômeros BH3.
Considerando que há 6 pares de elétrons para oito ligações B-H, observa-se que o 
laço H-B-H possui apenas dois elétrons nas ligações pontes, portanto ligação 3c-2e.
- Compostos elétron - deficientes:
Existem compostos que não obedecem a regra do octeto; mesmo quando formada 
a ligação química eles não ficam com oito elétrons na sua camada de valência. Por 
exemplo: BF3, BCl3, BeCl2. 
BeCl2 
Cloo
o o
o o
oo oBe + Cl Be Cl
Be fica com apenas 4 elétrons pois não há orbital vazio para receber os 6 elétrons que 
faltam.
BCl3 
Cloo
o o
o o
o
o
oB +
Cl
o 3
B
Cl Cl
B fica com 6 elétrons na sua camada de valência.
- Compostos elétrons excendentes:
O átomo central tem mais do que oito elétrons na sua camada de valência, por 
exemplo PCl5 e SF6. O fósforo e o enxofre têm os orbitais 3d vazios, podendo dessa forma 
acomodar mais do que 8 elétrons. Outro fator importante é o tamanho do átomo central, 
ou seja, se o átomo central for grande ele é capaz de acomodar um número maior de 
outros átomos ao seu redor, como por exemplo o PCl5.
- Ligações 3c-4e: Ligação em que há compartilhamento de 4 elétrons entre três centros. 
Ocorre também quando a ligação envolve um orbital p do átomo central de uma ligação 
B-A-B, uma vez que concentra a densidade eletrônica entre os três centros.
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j) Comprimento de ligações e raios covalentes
Considerando a ligação simples entre átomos, por exemplo Cl-Cl, pode-se definir o 
raio covalente da ligação simples do átomo como a metade do comprimento da ligação. 
Então a distância Cl-Cl (198,8 pm) leva a um raio covalente para Cl igual; a 99 pm. De 
maneira similar os raios covalentes de outros átomos são obtidos:
H = 28pm
C = 77 pm N = 70 pm O = 66 pm F = 64 pm
Si = 117 pm P = 110 pm S = 104 pm Cl = 99 pm
Ge = 122 pm As = 121 pm Se = 117 pm Br = 114 pm
Sn = 140 pm Sb = 141 pm Te = 137 pm I = 133 pm
Há uma boa concordância entre os valores previstos para as moléculas 
heteronucleares calculados a partir dos raios covalentes tabelados e os valores medidos; 
Exemplo: 
C-Si (77 + 117) = 194 pm e 187 pm (medido)
Cl-Br (99 + 114) = 213 pm e 214 pm (medido)
Não deve haver uma concordância total já que as propriedades das ligações 
variam dependendo do ambiente.
As ligações múltiplas são sempre mais curtas do que as correspondentes ligações 
simples:
NN – tripla 110 pm; NN – dupla 125 pm ; e NN - simples 145 pm
Desta forma, os raios covalentes das ligações duplas e triplas também podem ser 
definidos. Para C, N e O os raios covalentes das ligações duplas são aproximadamente 
87%da ligação simples e das ligações triplas são 78% da simples.
A hibridização de um átomo também afeta seu raio covalente, já que os orbitais s 
são mais contraídos do que os orbitais p , o raio covalente decresce com o aumento do 
caráter s. 
Exemplo:
C (sp3) = 77 pm; C (sp2) = 73 pm ; e C (sp) = 70 pm
Quando há uma grande diferença nas eletronegatividade dos dois átomos, o 
comprimento da ligação é, geralmente, menor do que a soma dos raios covalentes;
Exemplo:
CF4 = (77 + 64) = 141 pm – medido = 132 pm
SiF4 = (117 + 64) = 181 pm – medido = 154 pm
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k) Agrupamentos de Moléculas e raios de Van der Waals
Quando as moléculas estão agrupadas no estado líquido e sólido, elas se 
aproximam uma da outra até o limite de forças repulsivas provocarem uma superposição 
das nuvens eletrônicas externas dos átomos.
As distâncias de separação na qual quaisquer duas moléculas devem ficar do 
restante das moléculas é equalizada por forças atrativas e repulsivas. Há também forças 
de curto alcance entre as moléculas, resultantes de dipolos permanentes e interações 
dipolo-dipolo induzidos chamadas de forças de London.
Coletivamente estas forças de atração e repulsão, que não são iônicas e nem 
covalentes, são chamadas de forças de van der Waals.
Para a maioria das moléculas ambas as forças de atração e repulsão são de 
magnitude aproximadamente constante. Então as distâncias entre as moléculas em fases 
condensadas não variam muito. Conseqüentemente é possível copliar uma lista de raios 
de van der Waals, que dá a distância internuclear típica entre o mais próximo vizinho 
atômico em diferentes moléculas no estado condensado.
H = 110pm He = 140pm
N = 150 pm O = 140 pm F = 135 pm Ne = 154 pm
P = 190 pm S = 185 pm Cl = 180 pm Ar = 192 pm
As = 200 pm Se = 200 pm Br = 195 pm Kr = 198 pm
Sb = 220 pm Te = 220 pm I = 215 pm Xe = 218 pm
Os raios de van der Waals são muito maiores do que os raios covalentes e são 
aproximadamente constantes para espécies isoeletrônicas.
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3 - TABELA PERIÓDICA
a) Introdução à natureza e tipos de elementos
- Comparação entre Química Inorgânica e Química Orgânica
- Química Inorgânica ⇒ vasta coleção de fatos isolados; muito mais complexa e as regras 
para os comportamentos químicos são menos conhecidas pois, mesmo entre os 
elementos com estruturas similares, há diferenças causadas pelo tamanho do átomo, 
energias de hidratação, solvatação, etc de cada átomo, em alguns casos sutis.
⇒ envolve o estudo de 100 elementos que podem formar gases ou sólidos a altas 
temperaturas.
⇒ podem formar cristais iônicos, moleculares ou covalentes e, sua solubilidade pode 
variar de zero, em todos os solventes, a alta solubilidade em alcanos; podem reagir 
espontaneamente com água e ar.
- Química Orgânica ⇒ muitos compostos, poucos elementos (C, N, O, H, S, X e, menos 
comumente, B, Si, Se, P e Hg).
⇒ seguem a regra do octeto, com valência máxima = 4 e ligações sigma e pi.
⇒ compostos moleculares, líquidos ou sólidos, solúveis em solventes não polares, 
destiláveis ou cristalizáveis e, normalmente, estáveis.
A Tabela Periódica é o mais antigo e útil meio de organizar e sistematizar a 
Química Inorgânica, e se baseia na classificação periódica dos elementos, fundamentada 
na estrutura eletrônica dos átomos gasosos. Do átomo mais leve (Z=1) ao elemento mais 
pesado (Z=118).
A tabela periódica, como é conhecida hoje, se baseia na configuração eletrônica 
dos elementos, entretanto pode ser também baseada em suas propriedades químicas, 
sendo uma maneira de memorizar a natureza química dos mesmos.
Tabela Periódica
Na segunda metade do século XIX os químicos começaram a procurar uma 
maneira de agrupar os elementos numa tabela em grupos de elementos com 
propriedades químicas similares e ordená-los em uma seqüência lógica. A seqüência era 
a ordem crescente de massas atômicas. Estes esforços levaram a tabela desenvolvida por 
Mendeleev, onde os elementos estão arranjados em linhas horizontais, as famílias, cujos 
comprimentos são escolhidos de maneira que elementos similares fiquem em colunas 
verticais.
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Moseley mostrou que o critério de propriedades seqüenciais não era a massa 
atômica mas sim o número atômico. Assim as colunas contêm elementos quimicamente 
similares, átomos eletronicamente similares.
– Períodos - São as sete filas horizontais da Tabela Periódica. Reúnem elementos 
com configurações eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades diferentes.
– Famílias ou grupos - São as dezoito colunas verticais da tabela Periódica. Reúnem 
elementos com configurações eletrônicas semelhantes, portanto, com 
propriedades semelhantes.
– Representativos (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18) - São aqueles cujo subnível 
de maior energia de seus átomos é s (bloco s - 1 e 2) e p (bloco p - 13, 14, 15, 
16, 17 e 18)
– Elementos de transição - São aqueles cujo subnível de maior energia de seus 
átomos é o d. Constituem o bloco d, formado pelos grupos 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 
12.
– Elementos de transição interna - São aqueles cujo subnível de maior energia de 
seus átomos é o f. Constituem o bloco d, formado pelos lantanídeos (Z = 59 a 71) 
e os actinídeos (Z = 89 – 103).
- Diferenças entre metais, não metais e metalóides.
Metais Não – metais Metalóides
- apresentam brilho - não apresentam brilho apresentam 
propriedades
- são bons condutores de calor 
e eletricidade
- não são bons condutores de calor e 
eletricidade
de metais e de não - 
metais
- têm grande maleabilidade e 
ductibilidade
- são quebradiços
- têm elevados PF e PE - têm Baixo PF e PE
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- Propriedades que variam com a configuração eletrônica: raio atômico, raio iônico, 
potencial de ionização e afinidade eletrônica.
Definição: Entalpia de ionização ou Potencial de ionização: Energia necessária para 
remover um elétron de um átomo gasoso no seu estado fundamental.
É a entalpia relacionada com a retirada de elétrons dos elementos, com a 
conseqüente formação de cátion, que é dependente da disponibilidade do elétron sair do 
orbital no qual se encontra, ou seja, sua energia e blindagem.
Entalpia de afinidade eletrônica: energia liberada quando um elétron é adicionado 
a um átomo.
Propriedade Grupo Período
Raio atômico aumenta com o 
aumento do número de 
camadas
Diminui com o aumento do 
número de prótons.
Potencial de 
ionização
diminui com o número 
de camadas (maior 
facilidade de perder um 
elétron)
aumenta com o número 
atômico do mesmo período 
(mais difícil perder um elétron)
Processo 
endotérmico
Afinidade eletrônica diminui com o número 
de camadas
aumenta com o número 
atômico no mesmo período.
Processo 
exotérmico
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b) Elementos Monoatômicos:
Os elementos com as camadas externas completas, os gases nobres, são 
monoatômicos. O mercúrio na forma de vapor (5d106s2) também é monoatômico. Na 
forma líquida os orbitais 6p participam da ligação metálica.
c) Moléculas Diatômicas:
No hidrogênio e nos halogêneos a formação de uma ligação por um par de 
elétrons na molécula diatômica completa o octeto (H2; F2; Cl2; Br2; I2). O nitrogênio 
(2s22p3) e o oxigênio (2s22p4)formam moléculas diatômicas através de ligações 
múltiplas. O fósforo (3s23p3) e o enxofre (3s23p4) também formam moléculas diatômicas, 
mas são estáveis apenas em altas temperaturas.
d) Moléculas Poliatômicas Isoladas:
Elementos do segundo período, mais pesados, formam ligações pπ-pπ pouco 
eficientes. Esses elementos podem formar moléculas poliatômicas mais estáveis:
Estruturas discretas ou em cadeia são mais estáveis do que as diatômicas.
Fósforo branco ⇒ moléculas tetraédricas P4 com ângulos P-P-P = 600 e distância P-P = 
221 pm (moléculas tensionadas)
Fósforo preto ⇒ moléculas com ângulos normais (entre 90 e 100o).
As4; Sb4 ⇒ moléculas tetraédricas
Sn; Se8
- Várias formas alotrópicas:
- ciclo hexa enxofre
- ciclo octa enxofre
e) Moléculas Gigantes:
B; C; P; S; Si; As; Se; Ga; Sb; Te; Sn; Bi
Boro: B12 - duas formas alotrópicas: 
α-romboédrica - icosaedros B12 agrupados como esferas;
β-romboédrica, formado por ligações tetragonais de icosaedros (forma complexa).
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Os elementos do grupo IVA (4) (C; Si; Ge; Sn) apresentam a estrutura do 
diamante, ou seja, cada átomo está no centro de um tetraedro regular formado por 
outros quatro átomos.
Na estrutura do diamante cada átomo de carbono está no centro de um tetraedro 
regular formado por quatro átomos. Cada átomo forma uma ligação localizada de 2 
elétrons com cada um dos seus vizinhos. As propriedades são as mesmas em todas de 
direções.
O Si e o Ge apresentam tal estrutura, entretanto o Sn apresenta o equilíbrio:
α Sn β Sn
Cinzento Branco
diamante compacto deformado
O carbono tem também a estrutura lamelar do grafite, formado por múltiplas 
ligações pπ-pπ.
A separação entre as camadas é aproximadamente a soma dos raios de Van der 
Waals do carbono e indica que a força entre a camadas é mais fraca, possibilitando o 
deslizamento das mesmas. Essa é a explicação da moleza e poder lubrificante. No grafite 
cada átomo de carbono está rodeado por apenas 3 vizinhos. A condutividade é paralela a 
camada.
O sistema π dá condutividade elétrica ao grafite.
O Si e o Sn também apresentam condutividade, porém de baixo valor.
O Ge é um semicondutor.
No grupo 5 o fósforo tem três formas: branco e vermelho, sem estrutura definida, 
e o violeta, ou negro, com estrutura lamelar similar à do grafite.
O fósforo negro é obtido a partir do fósforo branco.
O As, Sb e Bi têm estrutura semelhante ao fósforo negro e aparência metálica, 
com resistências comparáveis a metais como Ti e Mn.
Para o grupo VIA (6) o enxofre tem estrutura principal ortorrômbica, S8; o selênio, 
cinzento e com aparência metálica, tem estrutura espiraladas, e é um fotocondutor. O 
telúrio é isomorfo do Se.
O coeficiente de variação da resistividade do S, Se e Te é negativo, uma 
característica dos não-metais.
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Fulerenos: C60 - menos estável.
f) Metais:
A grande maioria dos elementos são metais.
Propriedades físicas características:
◊ alta refletividade
◊ alta condutividade elétrica que decresce com o aumento da temperatura
◊ alta condutividade térmica
◊ ductibilidade
Estruturas básicas:
⇒ cúbicas compactas
⇒ hexagonais compactas
⇒ cúbicas de corpo centrado ⇒ cada átomo tem somente 8 vizinhos ao invés de 
12.
Ligações: não há contribuição iônica e é impossível ter ligações covalentes de 2 
elétrons entre todos os pares de átomos adjacentes, já que não há elétrons nem orbitais 
suficientes.
- Teoria das bandas: serve para explicar as propriedades características dos metais.
Arranjo de átomos:
A interação leva a formação de um conjunto de bandas de energia onde os 
elétrons estão deslocalizados.
Muitos átomos juntos formando cada par um orbital ligante e outro antiligante, o 
que vem a formar um continuo de orbitais.
Os orbitais moleculares estão estendidos nas três dimensões sobre todos os 
átomos do cristal, o que implica em alta mobilidade dos elétrons, que são responsáveis 
pela condução térmica e elétrica dos metais.
Metais condutores: a banda está parcialmente preenchida. Não há intervalo 
apreciável entre os orbitais moleculares preenchidos e os vazios. Ex.: metal de transição.
Isolantes: a banda está completa e há diferença de energia entre as bandas.
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Energia de coesão dos metais: pode ser medida através da entalpia de 
vaporização do metal. 
A energia coersiva é máxima nos elementos de transição com camadas d 
parcialmente completas.
Para elementos de transição dos 2o e 3o série a energia coersiva é maior.
W ⇒ ∆Hv = 837kJ mol-1
Altas energias de coersão são devidas as estruturas dos metais onde altos 
números de coordenação estão envolvidos.
Exemplo: hcp ou ccp - há 6 ligações / metal.
Química em relação à posição na Tabela Periódica
- Reatividade.
- Tipos de compostos formados.
g) Hidrogênio: 1s1 
⇒ a química depende principalmente da natureza do outro elemento.
A química depende, também, de três processos eletrônicos:
a) perda do elétron de valência: H+ (esse íon existe no estado gasoso e associado a 
outros átomos ou moléculas, como, H3O+ ou H(H2O)n+).
b) aquisição de um elétron: H1- = 1s2 (existe somente em hidretos cristalinos NaH ou 
CaH2)
c) formação de ligação com par eletrônico: metais e não metais (HF; BH3; CH4; NH3; etc.)
A ligação H-X tem caráter polar.
Segue o equilíbrio: HX↔ H+ + X-
h) Hélio: 1s2 e gases nobres (ns2 np6)
Os átomos de hélio, assim como os gases nobres, apresentam a camada de 
valência completa (camada fechada). É um átomo pequeno; as propriedades dos outros 
gases nobres variam com o tamanho.
A primeira energia de ionização é alta, daí a inércia.
A capacidade de combinação química aumenta com o tamanho do átomo e 
conseqüente diminuição da energia de ionização.
Kr ⇒ poucos compostos isolados
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Xe ⇒ compostos com oxigênio e flúor
Rn ⇒ a reatividade é maior, mas o tempo de meia-vida é de 3,85 dias, o que 
limita estudos.
i) Primeiro período curto: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne (2s 2p)
Li (Z=3) ⇒ baixa energia de ionização (1o período)
Be (Z = 4) ⇒ altos valores de energia de ionização: não ocorre a perda dos dois elétrons 
nem em ligações com elementos eletronegativos.
B,C,N ⇒ as energias de ionização aumentam regularmente (ver gráfico), mas não segue 
o esperado para o B e O. Para o B, isto ocorre porque os elétrons p estão menos 
penetrados do que os elétrons s; eles estão, portanto, blindados pelos s e são removidos 
mais facilmente. Outra descontinuidade ocorre N e O; este fato ocorre pois a camada 2p 
está parcialmente preenchida para o N (3 elétrons) e para o O, há 4 elétrons, então um 
dos orbitais p contém dois elétrons, o que aumenta a repulsão. 
Boro: forma ligação sempre covalente.
Formação de ânions: 
C2-2 e outros;
N-3: estáveis
O-2 e F- são mais comuns em sólidos
C é um não metal; faz ligações simples, duplas e triplas.
O que distingue o C dos outros elementos é sua habilidade de formas cadeias de C - C 
(catenação).
N: como N2 é estável.
- compostos com nitrogênio são covalentes.
N C O C N
O → O2 - muito reativo; todos os elétrons desemparelhados
F⇒ reativo devido à baixa energia de ligação do F2, devido à repulsão dos pares de 
elétrons não-ligantes.
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- Os elementos do Primeiro Período obedecem a Regra do Octetoe tem somente 4 
orbitais na camada de valência.
- Para o Boro tem tendência em utilizar os orbitais vazios para formar ligações 
coordenadas.
- O primeiro período não serve de guia para as tendências das propriedades físicas e 
químicas na Tabela Periódica.
j) Segundo Período Curto (Na, Mg, Al, S, P, Si, Cl, Ar)
⇒ química difere consideravelmente do primeiro período.
Si, P, S e Cl ⇒ são muito diferentes dos correspondentes do 1o grupo.
C N O F
Si P S Cl
Características:
1) São não metais; não é favorável pπ - pπ, exceto para o Si e P - a aproximação dos 
orbitais para formar a ligação π aumentaria a repulsão entre as camadas mais internas.
2) Cl3PO, Cl2SO, SO2, ClO4-, ClO2 ⇒ ligações múltiplas que envolvem orbitais d (processo 
complexo) e violam a Regra do octeto.
3) Expansão do octeto: PCl5; SF6
 CCl4 inerte em água e o SiCl4 é altamente reativo em água.
Comparação entre F2 e Cl2
O cloro é menos inativo que o flúor pois o cloro possui força de ligação menor do 
que o flúor, a repulsão núcleo - núcleo no flúor é maior devido ao fato deste ser pequeno 
e compacto, fazendo com que os átomos se afastem.
Tendências:
Grupo 1: altamente eletropositivos; formam íons com carga +1; são os metais 
que mais mostram o efeito do tamanho e massa nas propriedades químicas. O ponto de 
ebulição e de sublimação descresse do Li para o Cs; a energia da rede dos sais formados 
decresce do Li para o Cs.
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Grupo 2: altamente eletropositivo; formam íons com carga +2; Zn e Cd são 
semelhantes.
k) Outros elementos representativos
Grupo 3 e 13
Os átomos são grandes e o aumento do caráter metálico é devido ao tamanho.
Sc

 elétrons de valência na camada d1s2
↓ não mostram química dos metais de transição
Ac
Al

 elétrons de valência na camada s2 p1
↓ compostos trivalentes. São moderadamente reativos.
Tl
Sc ⇒ menor raio iônico tem comportamento intermediário entre Al (tem considerável 
tendência a formar ligações covalentes) e os elementos mais pesados.
Ga, In e Tl ⇒ como Al: menor tendência em perder elétrons.
- o estado +1 torna-se progressivamente mais estável descendo no grupo.
- o estado +2 pode ser atribuído ao efeito do par inerte (resistência de um par de 
elétrons s de ser perdido ou participar de uma ligação covalente).
- o que explicaria a baixa reatividade do Hg.
Grupo 14
C Si Ge Sn Pb
C e Si ⇒ não metal 
Sn, Pb ⇒ são metais; com propriedades químicas parecidas, especialmente no estado 
divalente
Ge ⇒ mais parecido com o silício embora mostre comportamento metálico mais 
pronunciado.
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- estado de oxidação 4: a química envolve ligações covalentes e compostos moleculares. 
GeCl4, PbEt4
- tendência de catenação ⇒ C>> Si >> Ge ≈ Sn ≈ Pb
C ⇒ estados divalentes reais: carbenos (muito reativos devido aos elétrons do orbital 
sp2): CF2.
Grupo 15
N, P ⇒ covalentes.
As, SB, Bi ⇒ aumenta a tendência de comportamento catiônico.
⇒ Compostos aniônicos são raros.
⇒ perda de elétrons de valência é difícil devido a alta energia de ionização.
⇒ aumento de caráter metálico é mostrado pelos óxidos que mudam de ácido (P) para 
básico (Bi).
Grupo 16 ⇒ calcogênios
⇒ o oxigênio é o mais eletronegativo e mais iônico do grupo
⇒ os íons S-2 ou Se-2 em sais são altamente eletropositivos.
⇒ ligações com dois pares de elétrons, H2S, SeCl2.
⇒ânios, HS-.
⇒ monocátions contendo três ligações covalentes: R3S+.
⇒ estados de oxidação IV ou VI: SeCl4, SeF5-, TeF6.
Grupo 17 - halogênios
⇒ completamente não metálicos.
⇒ as similaridades entre os elementos desse grupo são maiores do que nos outros 
grupos.
⇒ não há evidências de íons do tipo X+.
⇒ quando o halogênio forma ligações com elementos mais eletronegativos do que ele, 
ICl, ligação polar com carga positiva no halogênio mais pesado.
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l) Metal de transição
⇒ formam compostos paramagnéticos.
⇒ 61 elementos de transição.
⇒ seus íons e compostos são coloridos.
⇒ com poucas exceções, têm valência variável.
⇒ o penúltimo nível se expande.
⇒ todos são metais.
Bloco d ⇒ camada d parcialmente preenchida. 
⇒ Cu, Ag e Au - são metais de transição porque mesmo nos seus estados de oxidação 
mais comuns, apresentam um nível d parcialmente preenchido.
⇒ Zn+2, Cd+2 e Hg+2 - apresentam configuração d10 e, por isso, não apresentam 
características de metal de transição.
Bloco 4f (lantanídeos) ⇒ catorze elementos do bloco f. Têm como característica o 
preenchimento gradativo do penúltimo nível energético, o 4f. 
⇒ o nível 4f está no interior dos átomos blindados por orbitais mais externos. Não fazem 
ligação.
⇒ a blindagem lantanídica: a blindagem dos elétrons 4f (forma do orbital) com respeito 
ao núcleo é muito pequena, acarretando que com aumento do número atômico e da 
carga nuclear, a carga efetiva aumenta para os elétrons 4f causando a diminuição do raio 
iônico dos lantanídeos. Todos os lantanídeos têm aproximadamente o mesmo tamanho.
⇒ são caracterizados pelo estado de oxidação +3.
⇒ os compostos típicos são iônicos e trivalentes.
 Actinídeos (Orbital 5f) ⇒ as configurações eletrônicas não obedecem ao padrão simples 
encontrados para os lantanídeos.
⇒ os orbitais 5f participam das ligações químicas pois se estendem além dos orbitais 6s e 
6p.
⇒ a utilização dos orbitais 5f explica os elevados estados de oxidação (III até VIII)
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r
r
r21/2
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4 - SÓLIDOS CRISTALINOS
a) Introdução a Sólidos Inorgânicos
- Sólidos inorgânicos encarados como rede tridimensional de íons (simplificação - 
descrição puramente iônica).
1) Energia da rede de íons é proveniente da soma de:
1a) Energia coulombiana (eletrostática) de atração e de repulsão;
1b) Energia de repulsão extra, proveniente da superposição das densidades 
eletrônicas externas dos íons vizinhos;
1c) Várias parcelas menores, energias de van der Waals e energias vibracionais do 
ponto zero.
2) Agrupamento eficiente de íons. Os íons de sinais opostos devem ter o maior número 
de contatos possíveis e os de mesmos sinais devem estar o mais afastado possível.
- Célula Unitária: é a menor unidade do cristal que possui toda a sua simetria, isso é, 
todo cristal pode ser gerado pela repetição de uma célula unitária.
- Número de Coordenação (NC): é definido como o número de vizinhos mais próximos 
de um determinado átomo.
b) Energia da Rede Cristalina
A energia da rede é aquela liberada quando íons gasosos são reunidos para formar 
um sólido iônico, a 0 K.
Para um par de íons de cargas opostas, a energia eletrostática é:
r4
eE
0
2
π ε
=
Para um quadrado iônico o número de interações é 6, 4 atrativas (cátion-ânion) e 
2 repulsivas (cátion-cátion e ânion-ânion). A energia de interação eletrostática total; é a 
soma das 6 parcelas:
)
2r
1
2r
1
r
1
r
1
r
1
r
1(
4
eE
0
2
−−+++=
π ε
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)
2
2 (4
r4
eE
0
2
−=
π ε
 ou xM
r4
eE
0
2
π ε
= sendo M = constante de Madelung
A constante de Madelung (M) depende apenas da geometria do arranjo.
Estrutura Constate de Madelung (M)
CsCl 1,76262
NaCl 1,74756
ZnS - blenda 1,63806
ZnS - wurzita 1,64132
CaF2 2,51939
TiO2 - rutilo 2,40800
Al2O3 - corindo 4,17190
c) Generalização