Aula 2_Estrutura Atômica e Ligações Químicas

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ESTRUTURA ATÔMICA 
Estrutura Atômica 
Evolução dos conceitos: 
 
Conceito 
Filosófico 
Experimental: 
Conservação da massa 
em reações químicas. 
Estrutura Atômica 
Núcleo = Z + N 
Z = no prótons = no atômico 
N = Número de nêutrons 
órbitas discretas (energias específicas) 
elétrons (e-) 
(em átomos neutros: número de e = Z) 
Átomo: consiste em um núcleo composto por prótons e nêutrons, 
que é circundado por elétrons em movimento. 
 
Estrutura Atômica 
Cargas: 
 Elétrons e Prótons possuem cargas negativas e positivas, 
respectivamente, ambas de valor igual a 1,6x10-19 Coulombs. 
 Nêutrons são eletricamente neutros. 
 
Massas: 
 Prótons e Nêutrons têm mesma massa, 1,67x10-27 kg. 
 A massa de um elétron pode desprezada no cálculo da massa 
atômica, 9,11 x 10-31 kg 
 
 Massa atômica (A) = massa de prótons + massa de nêutrons 
 
 Número atômico (Z) = No de Prótons 
 
Modelo Atômico – Modelo de Bohr 
Modelo atômico de Bohr simplificado: 
 assume-se que os elétrons orbitam ao redor do núcleo atômico 
em orbitais distintos, 
 a posição de cada elétron é definido em termos de seu orbital. 
 as energias dos elétrons são 
quantizadas, isto é, os elétrons possuem 
valores específicos de energia. 
Modelo Atômico – Modelo de Bohr 
 esta energia só pode mudar através de 
um salto quântico para uma energia 
permitida mais elevada através da 
absorção de energia; ou mais baixa 
através da emissão de energia 
 essas energias permitidas estão 
associadas a níveis ou estados 
energéticos. 
Modelo Atômico - Modelo Mecânico-Ondulatório 
 No modelo mecânico-ondulatório considera-se que o elétron 
possui característica tanto de partícula quanto de onda. 
 O elétron não é mais tratado como uma partícula que se move em 
orbital distinto; mas sua posição é considerada como sendo a 
probabilidade de um elétron estar em vários locais ao redor do 
núcleo. 
 Ou seja, a posição é descrita por uma distribuição de 
probabilidade ou uma nuvem eletrônica. 
 Cada orbital a um nível discreto de energia é determinado pelos 
números quânticos. 
 
 
Modelo Atômico - Modelo Mecânico-Ondulatório 
 
 
 
Comparação entre os modelos atômicos de 
(a) Bohr e 
(b) mecânico-ondulatório 
em termos de distribuição eletrônica. 
Números Quânticos 
 Na mecânica ondulatória, cada elétron é caracterizado por 
quatro parâmetros chamados números quânticos. 
 
 
 Números Quânticos Designação 
n = principal (camadas energéticas) K, L, M, N, O (1, 2, 3, etc.) 
l = secundário (orbitais) s, p, d, f (0, 1, 2, 
3,…, n -1) 
ml = magnético 1, 3, 5, 7 (-l to +l) 
ms = spin ½, -½ 
Estrutura Atômica – Números Quânticos 
1) Número Quântico Principal, n, 
• assume números inteiros a partir de 1, e é algumas vezes 
designado por letras, K, L, M, N, O. 
• está relacionado com a distância de um elétron a partir do 
núcleo (equivale às camadas do modelo de Bohr) 
 
2) Número Quântico Secundário (ou orbital), l, 
• especifica os subníveis de energia dentro dos níveis 
principais. 
• é identificado por uma letra minúscula, s, p,d, f . 
• está relacionado à forma da subcamada eletrônica. 
• a quantidade dessas subcamadas está restrita pela magnitude 
de n. 
• os valores permitidos de l são: l = 0, 1, 2, ... n-1. 
Estrutura Atômica – Números Quânticos 
3) Número Quântico Magnético, ml, 
• número de estados energéticos para cada subcamada. 
• para uma subcamada s existe apenas um estado energético, 
enquanto para as camadas p, d e f existem, respectivamente, 
três, cinco e sete estados ou orbitais. 
• indica a orientação espacial de um dado orbital. 
 
4) Número Quântico de Spin, ms momento de spin 
• especifica dois sentidos possíveis de rotação do elétron em 
torno de seu próprio eixo; 
• existem dois valores possíveis +1/2 e -1/2 
Estrutura Atômica – Números Quânticos 
Desta forma, o modelo de Bohr foi refinado pela mecânica 
ondulatória, com a introdução de três novos números quânticos 
que dá origem a subcamadas eletrônicas dentro de uma camada. 
 
13 
Estados eletrônicos 
1s 
2s 
2p 
K-shell n = 1 
L-shell n = 2 
3s 
3p M-shell n = 3 
3d 
4s 
4p 
4d 
Energy 
N-shell n = 4 
Elétrons 
• Tem estados de energia discretos; 
• Tendem a ocupar o estado de menor energia disponível. 
Adapted from Fig. 2.4, 
Callister & Rethwisch 
8e. 
Estrutura Atômica – Números Quânticos 
 
 
Número de estados eletrônicos em algumas camadas e 
subcamadas eletrônicas 
(a) Três primeiros estados de 
energia eletrônicos para o 
átomo de hidrogênio de 
Bohr. 
(b) Estados de energia 
eletrônicos para as três 
primeiras camadas do 
átomo de hidrogênio 
segundo o modelo 
mecânico-ondulatório. 
Estrutura Atômica – Configurações Eletrônicas 
 
 
 A configuração eletrônica tem a ver com a forma como os 
elétrons estão dispostos nos orbitais do átomo, que é definido pelo 
Princípio de Exclusão de Pauli (conceito quântico-mecânico). 
 Este princípio estipula que cada estado ou orbital eletrônico pode 
comportar um máximo de 2 elétrons, que devem possuir valores de 
spin opostos. 
 O número máximo de elétrons por camada é dado então por 2n2 
onde n é o número quântico principal. 
 
Estrutura Atômica – Configurações Eletrônicas 
 
 
 O preenchimento das camadas eletrônicas se dá a partir dos 
orbitais energéticos mais baixos. 
 Quando todos os elétrons ocupam as menores energias 
possíveis, o átomo está em seu estado fundamental. 
 Elétrons de Valência – aqueles das camadas não completamente 
preenchidas. 
 Os elétrons de valência são responsáveis pela ligação química e 
tendem a controlar as propriedades químicas. 
 
 
Estrutura Atômica – Configurações Eletrônicas 
 
 
19 
ex: Fe – nºatômico = 26 
 
Elétrons de 
Valência 
Adapted from Fig. 2.4, 
Callister & Rethwisch 8e. 
1s 
2s 
2p 
K-shell n = 1 
L-shell n = 2 
3s 
3p M-shell n = 3 
3d 
4s 
4p 
4d 
Energia 
N-shell n = 4 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 6 4s2 
Estrutura Atômica – Configurações Eletrônicas 
Estrutura Atômica – Configurações Eletrônicas 
 
 
Na notação convencional para configuração eletrônica indica-se 
primeiro o número quântico principal,seguido pela letra designativa 
do orbital (s, p, d). 
Um índice superior sobre a letra do orbital indica o número de 
elétrons que cada orbital contém. 
A ordem de preenchimento dos orbitais é dada pelo esquema 
abaixo: 7s 7p 7d 7f 
6s 6p 6d 6f 
5s 5p 5d 5f 
4s 4p 4d 4f 
3s 3p 3d 
2s 2p 
1s 
 
Estrutura Atômica – Configurações Eletrônicas 
 
 
A ordem escrita dos orbitais é a ordem crescente do número 
quântico principal. 
 
Exemplo: Configuração eletrônica do Ferro: Z = 26 
 
Usando o esquema abaixo para preenchimento: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
7s 7p 7d 7f 
6s 6p 6d 6f 
5s 5p 5d 5f 
4s 4p 4d 4f 
3s 3p 3d 
2s 2p 
1s 
 
Configuração segundo ordem crescente 
de n: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
Forças e Energia de ligação 
Muitas propriedades dos materiais dependem das forças interatômicas que unem os 
átomos. 
 
Dois átomos distantes 
 a força de interação é praticamente nula 
 
 
 
 
 À medida que eles se aproximam 
 cada átomo exerce uma força sobre o outro 
Atrativa 
Repulsiva 
 A magnitude 
dessas forças 
dependem 
da distância 
entre os 
átomos 
Forças e Energia de ligação 
 A força atrativa depende da ligação entre os átomos e varia 
com a distância segundo gráfico abaixo. 
 Com a aproximação dos átomos começa a haver sobreposição 
das camadas eletrônicas mais externas e uma força repulsiva 
surge, também representada no gráfico. 
 
RAN FFF 
onde: 
 FA  força de atração 
 FR  força de repulsão 
 FN  força resultante 
 
 
 
r0 é a distância de equilíbrio entre os átomos na qual a soma das forças é nula. 
Forças e Energia de ligação 
A força resultante entre os dois átomos é a somadas componentes de 
atração e repulsão 
Forças e Energia de ligação 
A energia potencial (E) e a força (F) estão relacionadas através da 
expressão: 
 
 
r0 = distância de equilíbrio que 
corresponde à distância de 
separação entre os átomos 
para a qual há um mínimo na 
energia potencial. 
 
Eo - energia de ligação 
energia necessária para 
separar dois átomos até uma 
distância infinita 
 
Podemos generalizar para os 
materiais sólidos = interação com 
muitos átomos 
Ligações Químicas 
Primária: 
A ligação envolve os elétrons de valência e depende das 
estruturas eletrônicas dos átomos, se origina da tendência 
dos átomos em adquirir estruturas eletrônicas estáveis. 
1) Iônica 
2) Covalente 
3) Metálica 
 
Secundária (Físicas): 
São mais fracas que as primárias, mas ainda influenciam nas 
propriedades físicas dos materiais 
Ligação iônica 
 Envolve a transferência de elétrons de um átomo 
para outro 
 Resulta da interação eletrostática entre um íon 
positivo e um íon negativo 
 
 
 
 
 Exemplo: NaCl 
 
 Na: Z = 11 Cl: Z = 17 
 Para o cloreto de sódio, tanto o cátion Na+ quanto o ânion Cl- ficam 
com seus orbitais externos completos. 
Na (metal) 
instável 
Cl (não metal) 
instável 
elétron 
+ - 
Coulombiana 
 Atração 
 
Na (cátion) 
estável 
Cl (ânion) 
estável 
Ligação iônica 
 Requer grande diferença de eletronegatividade 
 Metal (esquerdo TP) + Não-metal (direito TP) 
 
 
 
 
Ligação iônica – metal + não metal 
Doa elétrons Aceita elétrons 
30 
• Ligação predominante nas Cerâmicas 
Adapted from Fig. 2.7, Callister & Rethwisch 8e. (Fig. 2.7 is adapted from Linus Pauling, The Nature of the Chemical 
Bond, 3rd edition, Copyright 1939 and 1940, 3rd edition. Copyright 1960 by Cornell University. 
Examplos: Ligação Iônica 
Doa elétrons Adquire elétrons 
NaCl 
MgO 
CaF 2 
CsCl 
Ligação iônica 
 A ligação é não-direcional 
 Energias de ligação variam de 3 a 8 eV/átomo 
 É a ligação predominante nos materiais cerâmicos 
 Os materiais são duros e quebradiços 
 Bons isolantes térmicos e elétricos 
 
 
 
Ligação Iônica 
 As forças de ligação atrativas são de Coulomb, isto é íons positivos e 
negativos, devido às suas cargas elétricas atraem uns aos outros. 
 Para dois átomos isolados, a energia atrativa EA é uma função da 
distância interatômica de acordo com a relação: 
EA = - A/r 
))((
4
1
21
0
eZeZ

 Uma equação análoga para a energia de repulsão: ER = B/r
n 
Onde A, B e n são constantes que dependem do sistema iônico 
específico. 
A constante A é dada por: 
 
0 = permissividade do vácuo = 8,85 x 10
-12 C/Nm2 
Z1 e Z2 = valências dos íons 
e = carga do elétron = 1,602 x 10-19 C 
33 
Ligação Iônica 
 Energia – mínimo energia – mais estável 
 Balanço de energia entre os termos atrativo e repulsivo 
Attractive energy EA 
Net energy EN 
Repulsive energy ER 
Interatomic separation r 
r 
A 
n r 
B 
EN = EA + ER =  - 
Adapted from Fig. 2.8(b), 
Callister & Rethwisch 8e. 
Ligação Covalente 
34 
C: tem 4 e- de valência, 
precisa de mais 4 
H: tem 1 e- de valência, 
 precisa de mais 1 
 
Eletronegatividades 
são comparáveis. 
Adapted from Fig. 2.10, Callister & Rethwisch 8e. 
• Eletronegatividade similar  compartilhamento de elétrons 
• Ligações determinadas pela valência – orbitais s e p 
dominam a ligação 
• Exemplo: CH4 
Compartilhamento de 
elétrons dos átomos de 
Carbono 
Compartilhamento de 
elétrons dos átomos de 
Hidrogênio 
H 
H 
H 
H 
C 
CH 4 
 A configuração estável é obtida pelo compartilhamento dos 
elétrons de valência de dois átomos adjacentes 
 A ligação resultante é direcional, isto é, ela ocorre entre 
átomos específicos e pode existir somente na direção entre 
um átomo e o outro que participa no compartilhamento de 
elétrons. 
 É a ligação predominante em compostos orgânicos e em 
polímeros. 
 Também é encontrada em sólidos elementares como 
diamante (carbono), silício e germânio e compostos como 
GaAs, InSn, SiC (elementos do lado direito da tabela 
periódica) 
Ligação Covalente 
Ligação Covalente 
 O número de ligações covalentes que um átomo pode 
realizar é determinado pelo número de elétrons de valência. 
 Para n elétrons de valência um átomo pode se ligar a no 
máximo 8 – n átomos. 
 Ex: para o Cl, n = 7 , então um átomo de Cl só pode se ligar 
a apenas um outro átomo como ocorre no Cl2 
 
 As ligações covalentes podem ser muito fortes, como no 
diamante, que é muito duro e possuí alto ponto de fusão 
(>3550°C) 
 Mas podem ser muito fracas como no bismuto que funde a 
270°C. 
Ligação Covalente 
 É possível a existência de ligações interatômicas 
parcialmente iônicas e parcialmente covalentes. 
 Em geral quanto maior for a diferença entre as 
eletronegatividades dos átomos envolvidos na ligação 
mais iônica será a ligação. 
 O percentual de caráter iônico é dado por : 
 % caráter iônico = 
 
 onde XA e XB são eletronegatividades 
 
 

1-e
- 
(XA-XB)
2
4










%) 100 ( x 
38 
iônico 73.4% (100%) x e1 iônicocaráter % 4
)2.15.3(
 
2









-
-
-
Ex: MgO XMg = 1.2 
 XO = 3.5 
 Elementos metálicos possuem de um a 
três elétrons de valência 
 Os elétrons de valência não estão 
ligados a um único átomo, mas estão 
mais ou menos livres para se 
movimentar por todo o metal - nuvem 
eletrônica 
 Não direcional 
 Bons condutores elétricos e térmicos 
 A ligação metálica pode ser forte ou 
fraca. As energias variam de 0,7 
eV/átomo para o mercúrio (Tf = -38°C) a 
8,8 eV/átomo para o tungstênio (Tf = 
3410°C) . 
Ilustração esquemática 
da ligação metálica 
Ligação Metálica 
Ligações secundárias ou de Van der Waals 
 São fracas quando comparadas às ligações primárias 
 Energia da ordem de 0,1 eV/átomo 
 Originam-se da interação entre dipolos atômicos ou moleculares 
 Ocorrem atrações entre dipolos gerados pela assimetria de 
cargas. 
 O mecanismo dessas ligações é similar ao das ligações iônicas, 
porém não existem elétrons transferidos. 
 As interações de dipolo ocorrem entre dipolos induzidos, entre 
dipolos induzidos e moléculas polares e entre moléculas polares. 
 
 
Representação esquemática 
da ligação de Van der Waals 
entre dois dipolos. 
Ligações secundárias 
Ligação de Dipolo Induzido Flutuante 
 Um dipolo pode ser criado em um átomo ou molécula simétrica 
devido aos constantes movimentos vibracionais que podem causar 
distorções instantâneas e de curta duração na simetria elétrica. 
 Esses dipolos por sua vez podem induzir um deslocamento 
eletrônico em uma molécula ou átomo adjacente, induzindo-a a 
formar um dipolo. 
 Esse tipo de interação de van der Waals é conhecida como forças 
de London 
 
 
 
 
 
Nuvens de elétrons assimétricas 
+ - + - 
Ligação 
secundária 
H H H H 
H 2 H 2 
ex: H2 líquido 
Ligação 
secundária 
Ligação entre Moléculas Polares e Dipolos Induzidos 
 Algumas moléculas possuem dipolos permanentes devido ao arranjo assimétrico das 
cargas negativas e positivas (moléculas polares) 
 Essas moléculas polares podem induzir a formação de dipolos em moléculas apolares 
adjacentes. 
 A magnitude dessa ligação é maior que aquela dos dipolos induzidos flutuantes. 
 A interação de van der Waals entre um dipolo induzido e um permanente é chamado 
de interação de Debye; enquanto entre dipolos permanentes, interação de Keesom. 
 
 
 
 
 
 
Ligações secundárias 
42 
- Caso geral: 
-ex: HCl líquido 
-ex: polímero 
Adapted from Fig. 2.15, 
 Callister & Rethwisch 8e. 
H Cl H Cl 
Ligação 
secundária 
+ - + - 
Ligação secundária 
Ligação 
secndária 
43 
Tipo 
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Secundária 
Energia da Ligação 
Grande! 
Variável 
grande-Diamante 
pequena-Bismuto 
Variável 
grande-Tungstêniopequena-Mercúrio 
Pequena 
Comentários 
Não direcional (cerâmicas) 
Direcional 
(semicondutores, cerâmicas 
polímeros) 
Não direcional (metais) 
Direcional 
inter-cadeias (polímeros) 
inter-molecular 
Resumo: Ligação 
Propriedades x Força de Ligação 
 Módulo elástico ou rigidez : 
depende da forma da curva da 
força em função da distância. 
 A inclinação da curva na 
posição de equilíbrio está 
relacionada ao módulo. 
 Quanto maior a inclinação maior 
a rigidez. 
 
A magnitude da energia de ligação e a forma da curva de energia variam 
de material para material e dependem da ligação atômica. 
Várias propriedades dos materiais dependem de E0 e da forma da curva. 
Propriedades x Força de Ligação 
 
 Pontos de fusão e de 
ebulição: aumentam com 
a profundidade do poço da 
curva de energia de 
ligação. 
 
 
 Coeficiente de expansão 
térmica: diminui com a 
profundidade do poço da 
curva de energia de 
ligação. 
46 
• Energia de Ligação, Eo 
• Temperatura de Fusão, Tm 
Tm é maior se Eo é maior. 
r o 
r 
Energia 
maior Tm 
menor Tm 
Eo = 
“energia da ligação” 
Energia 
r o 
r 
unstretched length 
 Ponto de Fusão 
47 
Coeficiente de expansão térmica, a 
a é maior se Eo é menor. 
= a ( T 2 - T 1 ) 
D L 
L o 
coef. expansão térmica 
D L 
comprimento, L o 
Não aquecido, T1 
Aquecido T 2 
r o 
r 
menor a 
maior a 
Energia 
unstretched length 
Eo 
Eo 
Exemplos 
49 
Cerâmicas 
Ligação Iônica e covalente : 
Grande energia de ligação 
 alta Tm 
 alto E 
 pequeno a 
Metais 
Ligação Metálica: 
Energia de ligação variável 
 moderado Tm 
 moderado E 
 moderado a 
Resumo: LigaçõesPrimárias 
Polímeros 
Covalente e Secundária: 
 Propriedades Direcionais 
Ligações Secundárias predominam 
 menor Tm 
 pequeno E 
 grande a