Aula 4 - QG

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Breve revisão
• Do que a matéria é feita?
De um conjunto de unidades básicas: átomos
	Elemento	Função
	Carbono (C)	
	Hidrogênio (H)	
	Nitrogênio (N)	
	Oxigênio (O)	
	Cálcio (Ca)	Fortalece ossos e dentes e auxilia na coagulação do sangue
	Cloro (Cl)	Necessário para crescimento e desenvolvimento
	Magnésio (Mg)	Contribui para a ação de nervos e músculos e está presente nos ossos
	Fósforo (P)	Presente nos ossos, no DNA e RNA e envolvido na armazenagem e transferência de energia
	Potássio (K)	Ajuda a regular o equilíbrio elétrico nos fluidos do corpo e é essencial para a condução nervosa
	Enxofre (S)	Componente essencial das proteínas
	Sódio (Na)	Ajuda a regular o equilíbrio elétrico nos fluidos do corpo.
	Elemento	Função
	Cromo (Cr)	Aumenta a eficácia da insulina.
	Cobalto (Co)	Faz parte da vitamina C.
	Cobre (Cu)	Fortalece os ossos e ajuda na atividade enzimática.
	Flúor (F)	Reduz a incidência de cárie dental.
	Iodo (I)	Parte essencial dos hormônios da tireóide.
	Ferro (Fe)	Parte essencial de algumas proteínas, como hemoglobina, mioglobina.
	Manganês (Mn)	Está presente em enzimas formadoras de ossos e auxilia no metabolismo das gorduras e carboidratos.
	Molibdênio (Mo)	Ajuda a regular o equilíbrio elétrico em fluidos do corpo.
	Zinco (Zn)	Necessário para a ação de certas enzimas.
• Como se classifica a matéria?
Elementos: é uma substância (ex.: carbono, hidrogênio, ferro) que consiste em átomos idênticos.
Compostos: é uma substância pura formada por dois ou mais elementos em proporções fixas de massa (H2O, NaCl).
Misturas: combinação de duas ou mais substâncias puras.
Exemplo 1. Fórmula de um composto
No composto fluoreto de magnésio , o magnésio (Mg) e o flúor (F) combinam-se na proporção de 1:2. Qual é a fórmula do fluoreto de magnésio?
A fórmula do ácido perclórico é HClO4. Quais são as proporções em que se combinam os elementos nesse ácido?
Solução: 	a) MgF2		b) 1:1:4 
Exemplo 2. Escreva as fórmulas dos compostos cujas proporções são:
Sódio: cloro: oxigênio, 1:1:3
Alumínio e flúor: 1:3
• De que são feitos os átomos?
De três partículas subatômicas: próton (+), elétron (-) e nêutron.
Cada átomo tem um número fixo de prótons, elétrons e nêutrons
• Como descrevemos um átomo?
Através de seu número de massa (A), de seu número atômico (Z), a massa atômica (média ponderada das massas) e de seus isótopos.
• O que é tabela periódica?
É a melhor forma encontrada de dispor os elementos conhecidos e, talvez prever a localização de algum elemento que possa vir a ser conhecido no futuro, em ordem crescente de massa atômica, iniciando com o H.
Tal forma de organizar os elementos demonstrou propriedades recorrentes em períodos, começando uma nova fileira toda vez que descobriam um elemento com propriedades semelhantes às do H
• Como os elementos são classificados?
Metais: a maioria dos elementos. São sólidos a temperatura ambiente, brilhantes, condutores de eletricidade, dúcteis e maleáveis.
Ametais: não conduzem eletricidade, estão em estado líquido ou gasoso. Em suas reações químicas tendem a receber elétrons. 
Metalóides: tem propriedades dos metais e algumas dos não metais. Por exemplo, são brilhantes mas não conduzem eletricidade.
• Como os elétrons se distribuem no átomo?
Em camadas, subcamadas e orbitais
1 a 7, de dentro para fora
s, p, d, f
Regiões do espaço que podem comportar 2 e-
• Como os elétrons se distribuem no átomo?
Os elétrons da camada mais externa ou camada de valência do átomo são chamados elétrons de valência.
Na estrutura de Lewis, o símbolo do elemento é circundado por um número de pontos igual ao número de seus elétrons de valência.
• Propriedades periódicas.
Energia de ionização: é a energia necessária para remover de um átomo o seu elétron mais externo - íon.
Na coluna: aumenta de baixo para cima - porque a camada de valência do átomo torna-se mais próxima da carga positiva do núcleo.
Na fileira: aumenta da esquerda para a direita porque a carga positiva do núcleo aumenta nessa direção.
• Propriedades periódicas.
O raio atômico: é determinado pelo tamanho de seu orbital ocupado mais externo. 
• Propriedades periódicas.
Eletronegatividade: Capacidade de atrair um elétron
Quando falamos em eletronegatividade de um determinado elemento, estamos falando sobre a capacidade que um núcleo de um determinado átomo possui de atração com relação aos elétrons que estão envolvidos em uma determinada ligação química.
Quanto maior for o raio atômico, mais distante estará o núcleo da camada de valência, fazendo com que haja uma diminuição na atração entre as cargas positivas do núcleo e as cargas negativas da camada de valência. Diante disso, podemos dizer que há uma diminuição da eletronegatividade.
Eletronegatividade: Capacidade de atrair um elétron
Regra do octeto
Elementos do grupo 1 a 17 tendem a ganhar ou perder e- de modo que a camada externa possa ter 8 e- de valência e a mesma configuração eletrônica do gás nobre mais próximo em Z.
Um átomo com quase 8 e- de valência tende a ganhar os e- necessários para completar 8 e- em sua CV, isto é, chegar à configuração eletrônica do gás nobre mais próximo em Z.
Ao ganhar e-, o átomo torna-se um íon de carga negativa ou ânion.
O contrário: cátion
Regra do octeto
Exemplo: mostre como as seguintes transformações químicas obedecem a lei do octeto, e qual configuração de gás nobre cada íon irá adquirir:
Um átomo de sódio perde um é- para formar um íon sódio, Na+
Um átomo de cloro ganha um e- para formar um íon cloreto, Cl-
a) Na (11 e-): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Na+: 1s2, 2s2, 2p6 			Neônio
b) Cl (17 e-): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Cl- (18 e-): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6	Argônio
Exceções a regra do octeto
Regra do octeto: estabilidade associada aos arranjos dos elétrons dos átomos dos gases nobres.
Átomos cercados por MENOS de oito elétrons
Berílio (Be): Z=4 2:2
Boro (B): Z=5 2:3
Magnésio (Mg): Z=12 2:8:2
Alumínio (Al): Z=13 2:8:3
Átomos menores
e- muito próximos do núcleo
Extrema influência do núcleo
Alta energia de ionização
Naturalmente “prefere” compartilhar e- a perde-los
Exceções a regra do octeto
Átomos cercados por MENOS de oito elétrons
Boro (B): Z=5 2:3
O lítio (2:1) segue a regra do octeto?
Exceções a regra do octeto
Átomos cercados por MAIS de oito elétrons
1ª camada: 1s2
2ª camada: 2s2 2p6
3ª camada: 3s2 3p6 3d10
O átomo pode acomodar elétrons no orbital d
Exceções a regra do octeto
Átomos cercados por MAIS de oito elétrons
1ª camada: 1s2
2ª camada: 2s2 2p6
3ª camada: 3s2 3p6 3d10
O átomo pode acomodar elétrons no orbital d
Exemplo:
O NF3 existe, mas o NF5 não. Por quê?
Ocorre somente com átomos de elementos não metálicos do terceiro período em diante, ou seja, que possuem três ou mais camadas eletrônicas. Isso porque esses átomos possuem orbitais d vazios que podem acomodar 10, 12 ou mais elétrons.
LIGAÇÃO IÔNICA
Na
Cl
2.8.1
2.8.7
Na
Cl
+
Na
Cl
+
-
2.8.1
2.8.7
2.8
2.8
Neônio
Argônio
LIGAÇÃO IÔNICA
	antes	 
	átomo de Na	átomo de Cl
	elétrons = 11.(-1)	elétrons = 17.(-1)
	prótons = 11.(+1)	prótons = 17.(+1)
	Neutro	Neutro
		
	depois	 
	íon Na	íon Cl
	elétrons = 10.(-1)	elétrons = 18.(-1)
	prótons = 11.(+1)	prótons = 17.(+1)
	Carga = +1	Carga = -1
O cloreto de sódio é constituído de íons Na+ e Cl- em uma proporção de 1:1.
O composto é chamado de composto iônico e a ligação no composto recebe o nome de iônica.
Compostos iônicos são formados quando um átomo transfere elétrons para outro átomo.
LIGAÇÃO IÔNICA
Qual é a fórmula do fluoreto de magnésio?
Mg
F
F
2.7
2.7
2.8.2
F
F
Mg
2.8
2.8
2.8
Proporção 1:2
MgF2
LIGAÇÃO IÔNICA
Exercício: Escreva a fórmula molecular para a formação dos compostos vistos a seguir, usando símbolos de Lewis
Óxido de magnésio a partir de Mg e O
Fluoreto de cálcio a partir de Ca e F
Cloreto de alumínio a partir de Al e Cl
Óxido de lítio a partir de Li e O
Óxido de alumínio a partir de Al e O
QUAL É A NOMENCLATURADOS COMPOSTOS IÔNICOS?
Primeiro o nome do ânion e depois o nome do cátion
1. Compostos iônicos binários de metais que formam apenas um íon positivo
a) LiBr:
b) Ag2S: 
c) NaBr
d) MgO
e) BaI2: 
f) KCl
g) BaH2: 
h) NaF
i) CaO
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
Primeiro o nome do ânion e depois o nome do cátion
1. Compostos iônicos binários de metais que formam apenas um íon positivo
a) LiBr: brometo de lítio 
b) Ag2S: sulfeto de prata
c) NaBr: brometo de sódio
d) MgO: óxido de magnésio
e) BaI2: iodeto de bário
f) KCl: cloreto de potássio
g) BaH2: hidreto de bário
h) NaF: fluoreto de sódio
i) CaO: óxido de cálcio
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
Primeiro o nome do ânion e depois o nome do cátion
2. Compostos iônicos binários de metais que formam mais de um íon positivo
A tabela mostra que muitos metais de transição formam mais de um íon positivo.
Nomenclatura sistemática: número romano indicando a carga
Nomenclatura comum:
Ico: carga maior
Oso: carga menor
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
Primeiro o nome do ânion e depois o nome do cátion
2. Compostos iônicos binários de metais que formam mais de um íon positivo
a) CuO: 
b) Cu2O: 
c) FeO:
d) Fe2O3:
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
Primeiro o nome do ânion e depois o nome do cátion
2. Compostos iônicos binários de metais que formam mais de um íon positivo
CuO: 
Óxido de cobre (II)
Óxido cúprico
b) Cu2O: 
Óxido de cobre (I)
Óxido cuproso
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
Primeiro o nome do ânion e depois o nome do cátion
2. Compostos iônicos binários de metais que formam mais de um íon positivo
c) FeO:
Óxido de ferro (II)
Óxido ferroso
d) Fe2O3:
Óxido de ferro (III)
Óxido férrico
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
3. Compostos iônicos que contém íons poliatômicos
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
3. Compostos iônicos que contém íons poliatômicos
a) NaNO3 
b) CaCO3
c) (NH4)2SO3
d) NaH2PO4
e) K2HPO4
f) Al2(SO4)3
g) FeCO3
QUAL É A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS IÔNICOS?
3. Compostos iônicos que contém íons poliatômicos
a) NaNO3 : nitrato de sódio 
b) CaCO3: carbonato de cálcio
c) (NH4)2SO3: sulfeto de amônio
d) NaH2PO4 :di-hidrogenofosfato de sódio
e) K2HPO4 :hidrogenofosfato de potássio 
f) Al2(SO4)3 : sulfato de alumínio
g) FeCO3 : carbonato de ferro
LIGAÇÃO IÔNICA
Arranjo de íons no cloreto de sódio
ESTRUTURA CRISTALINA
Esses 7 arranjos atômicos básicos definem 7 sistemas cristalinos. Partindo destes sistemas, A.J. Bravais derivou células unitárias, que permitem descrever qualquer estrutura cristalina possível.
ESTRUTURA CRISTALINA
Principais estruturas cristalinas
Os cristais cristalizam-se seguindo arranjos compactos
a energia é liberada com a aproximação dos átomos
Assim, uma estrutura densa apresenta nível de energia mais baixo, portanto, mais estável.
ESTRUTURA CRISTALINA
Cristais cúbicos
A estrutura cúbica é uma das que ocorrem com maior frequência nas substâncias cristalinas e é considerada a de maior importância.
Dependendo da posição que os átomos ocupam na estrutura cúbica, a mesma pode ser classificada em:
Cúbica Simples (CS),
Cúbica de Corpo Centrado (CCC) e
Cúbica de Face Centrada (CFC).
ESTRUTURA CRISTALINA
Célula Cúbica Simples (CS)
No arranjo atômico existe um átomo em cada vértice de um cubo.
Célula cúbica de corpo centrado (CCC)
Um átomo em cada vértice de um cubo e um outro átomo no centro do mesmo.
Tungstênio, tântalo, bário, nióbio, potássio, vanádio, cromo
ESTRUTURA CRISTALINA
Célula cúbica de face centrada (CFC)
Este arranjo caracteriza-se por exibir os mesmos átomos nos vértices encontrados no primeiro arranjo cúbico e mais 1 átomo em cada face do cubo.
Alumínio, cálcio, níquel, cobre, prata, ouro, platina, chumbo.
ESTRUTURA CRISTALINA
Cristais hexagonais
As estruturas cristalinas hexagonais, juntamente com as estruturas cúbicas, formam os arranjos atômicos dos principais cristais.
52% apresentam estrutura cúbica,
28% exibem estrutura hexagonal e
20% restantes estão distribuídos entre os outros 5 tipos estruturais.
Dois tipos de arranjo hexagonal:
Hexagonal Simples (HS) e
Hexagonal Compacto (HC).
ESTRUTURA CRISTALINA
Célula Hexagonal Simples (HS)
Formada por dois hexágonos sobrepostos.
Em cada vértice destes hexágonos, existe um átomo.
Um outro átomo localiza-se no centro de cada hexágono.
Os ângulos basais são de 120º e os verticais de 90º.
Selênio e telúrio.
ESTRUTURA CRISTALINA
Célula Hexagonal Compacta (HC)
A estrutura hexagonal compacta é formada por dois hexágonos sobrepostos e um plano intermediário de 3 átomos.
Os ângulos basais são novamente iguais a 120º e os verticais de 90º.
Berílio, berquélio, lítio, magnésio, cádmio, cobalto.
LIGAÇÃO IÔNICA
Propriedades dos compostos iônicos
Alto ponto de fusão: São sólidos a T amb.
É necessária muita energia para quebrar sua estrutura de rede (força de atração muito intensa).
2) Solúveis em água: A água é uma estrutura polar (um extremo + e outro -)
Quando compostos iônicos são colocados em água, as moléculas de água podem quebrar a rede cristalina, atraindo os íons da rede e colocando-os na solução.
A rede quebra-se e os íons misturam-se com as moléculas de água - a substância se dissolve.
LIGAÇÃO IÔNICA
Propriedades dos compostos iônicos
3) Conduzem eletricidade quando fundidos ou em solução aquosa
Conduzir eletricidade: deve possuir partículas carregadas que possam se movimentar.
Compostos iônicos sólidos não conduzem eletricidade – os íons são mantidos firmemente por intensas forças eletrostáticas e não podem se mover.
Precisa ser fundida ou dissolvida em água - os íons movimentam-se livremente e podem transportar uma corrente elétrica.
Solução aquosa de uma substância iônica, ou uma substância iônica fundida: eletrólito.
LIGAÇÃO IÔNICA
Propriedades dos compostos iônicos
4) Quebram-se facilmente
Quando é aplicada uma força ao cristal, as camadas de íons da estrutura cristalina podem “deslizar” de forma que íons de carga semelhante ficam próximos uns dos outros. As cargas iguais dos íons repelem-se e a estrutura cristalina se quebra.
LIGAÇÃO IÔNICA
Quando é provável a ocorrência da ligação iônica
A ligação iônica ocorre entre elementos quando a energia para remover os elétrons da camada externa de um desses elementos é relativamente baixa.
metais
Geralmente não possuem mais que 3 elétrons na camada mais externa dos seus átomos.
Não metais
Geralmente possuem mais que 3 elétrons na camada mais externa dos seus átomos.
Observação: Hidrogênio
LIGAÇÃO COVALENTE
E quando os átomos não têm grande variação de eletronegatividade entre eles?
Quando é preciso muita energia de ionização para remover os elétrons?
LIGAÇÃO COVALENTE: compartilhamento de elétrons
Cl
2.8.7
Cl
2.8.7
2.8.8: argônio
Cl - Cl
Não há partículas com cargas
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo: a amônia é uma substância covalente. Desenhe uma estrutura de Lewis que represente a ligação da amônia.
NH3
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo: Escreva as fórmulas estruturais para as moléculas covalentes a seguir: 
a) H2
b) CH4
c) SiCl4
d) F2
e) H2O
f) OCl2
g) PCl3
h) ICl
i) HBr
j) CHCl3
Eletronegatividade: Capacidade de atrair um elétron
LIGAÇÃO COVALENTE
Ligações múltiplas
Às vezes, mais de um par de elétrons é compartilhado.
O
O
O
O
O=O
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo: Escreva as fórmulas estruturais para os compostos a seguir:
a) CO2
b) N2
c) COCl2
d) CS2
e) H2CO
Ligações dupla e tripla
LIGAÇÃO COVALENTE
Propriedades dos compostos covalentes
Ponto de fusão e ebulição baixos (são voláteis)
Líquidos ou gases em T amb.
Forças de atração: intermoleculares (baixa).
2) Baixa solubilidade em água.
Não contêm íons, dessa forma não se misturam facilmente em água.
Têm maior interação com solventes orgânicos apolares (benzeno).
3) Não conduzem eletricidade.
LIGAÇÃO COVALENTE - nomenclatura
Nome do elemento mais eletronegativo, que éformado adicionando –eto ao nome do radical do elemento.
Cloro, por exemplo, cloreto, mas oxigênio torna-se óxido (exceção).
2. Nome do elemento menos eletronegativo. Observe que o elemento menos eletronegativo geralmente também é escrito em primeiro lugar na fórmula molecular.
3. Use os prefixos di-, tri-, tetra- e assim por diante para mostrar o número de átomos de cada elemento. O prefixo mono- é omitido quando se refere ao primeiro átomo . Uma exceção: CO: monóxido de carbono.
LIGAÇÃO COVALENTE - nomenclatura
a) NO: óxido de nitrogênio
b) SF2: difluoreto de enxofre
c) N2O: óxido de dinitrogênio
d) NO2: dióxido de nitrogênio
e) PBr3: tribrometo de fósforo
f) SCl2: dicloreto de enxofre
g) BF3: trifluoreto de boro
LIGAÇÃO COORDENADA
Há vezes em que ligações covalentes são formadas entre dois átomos, quando um dos átomos oferece ambos os elétrons compartilhados.
Par de elétrons isolados
NH3BF3
Como prever os compostos iônicos ou covalentes
Metal + ametal = iônico
ametal + ametal = covalente
Metal: contêm até 3 elétrons na camada mais externa
Ametal: contêm mais de 3 elétrons na camada mais externa.
Hidrogênio não é um metal
LIGAÇÃO METÁLICA
O modelo da ligação nos metais deve levar em conta suas propriedades.
Os metais têm uma estrutura cristalina (uma substância rígida, na qual as partículas estão dispostas em um padrão repetitivo).
Podemos ver um cristal metálico como consistindo em uma rede de íons positivos cercados por uma nuvem de elétrons que são livres para se mover.
A atração eletrostática entre os íons positivos e a nuvem de densidade eletrônica com carga negativa “cola” toda a estrutura. Cada átomo do metal abandonou seus elétrons externos para se tornar um íon positivo.
Esses elétrons de valência fazem parte da nuvem de elétrons e, por serem livres para se moverem, eles deixam de pertencer ao átomo particular do qual foram liberados
LIGAÇÃO METÁLICA
Brilho: porque os elétrons livres absorvem luz que incide sobre o metal, e então reemitem a luz de volta.
Conduzem eletricidade no estado sólido: os elétrons livres transferem energia cinética através do sólido, de forma rápida.
A estrutura pode ser distorcida sem se quebrar em pedaços, pois é mantida unida como um todo pela nuvem de elétrons. Por isso são maleáveis e dúcteis.
Formas das moléculas
Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência - RPECV 
Pares de elétrons tentam se afastar: organização de forma a manter os elétrons o mais afastado possível uns dos outros
Moléculas somente com pares ligantes
Formas das moléculas
Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência - RPECV 
Moléculas somente com pares ligantes
Exemplo:
Considere o número de pares ligantes em torno do átomo central; em seguida, determine as formas das moléculas:
a) BCl3
b) SiF4
c) CCl2F2
d) [BF4]-
e) [PF6]-
Boro tem 3 pares ligantes: triangular plana
Silício tem 4 pares ligantes: tetraédrica
Carbono tem 4 pares: aproximadamente tetraédrica
Boro tem 4 pares: tetraédrica
Fósforo tem 6 pares: octaédrica
Formas das moléculas
Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência - RPECV 
Moléculas com pares isolados
Par ligante
Par isolado
Par ligante
Par isolado
Tetraédrica distorcida
Tetraédrica distorcida
Formas das moléculas
Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência - RPECV 
Moléculas com pares isolados
Exemplo
Considerando o número e a natureza dos pares de elétrons em torno do átomo central, preveja as formas das seguintes moléculas:
a) H2S
b) PH3
c) IF5
d) OF2
e) SCl2
a) Tetraédrica distorcida em relação aos pares de elétrons e angular com relação aos pares ligados
b) Tetraédrica distorcida em relação aos pares de elétrons e piramidal triangular com relação aos pares ligados
c) Octaédrica distorcida
d) Tetraédrica distorcida em relação aos pares de elétrons e angular com relação aos pares ligados
e) Igual a “d”
Fórmulas das moléculas com múltiplas ligações
Geometria de moléculas com duplas ou triplas ligações?
Seguimos a RPECV: ligações duplas ou triplas são tratadas como ligações simples
O=C=O
H-C C-H
Estruturas envolvendo C sempre são lineares
SO2?
Plana triangular distorcida