Química Geral I

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MODELOS ATÔMICOS E ZEF - AULA 1 (07/12)
Bibliografia sugerida: CAP_00_Iniciais.indd (wordpress.com) (KOTZ)
1) Descreva a evolução dos modelos atômicos.
Em 1803, Dalton descreveu um modelo atômico indivisível, eletricamente neutro. Para ele, o
átomo seria uma pequena esfera maciça e todos os átomos do mesmo elemento seriam
idênticos em densidade. Essa unidade, então, seria a menor partícula componente de toda a
matéria. O modelo perdurou por 100 anos, até que a Física Clássica, a partir dos experimentos
de Joseph John Thomson (1904), aprofundou o estudo acerca de partículas subatômicas: o
cientista, na época, organizou uma experiência com um gás rarefeito de baixa pressão à alta
potência elétrica, gerando um feixe de luz. Esse experimento, chamado de “tubo de raios
catódicos”, foi responsável pela análise das cargas do feixe, que era desviado por campos
elétricos e magnéticos. Dessa forma, foi observada a natureza elétrica da matéria, além de ter
sido desenvolvida a ideia de que átomo era agora divisível e estável em decorrência da igual
distribuição de elétrons.
A construção do modelo de Rutherford (1911), por sua vez, iniciou-se a partir do estudo das
propriedades dos raios X e das emissões radioativas, culminando na utilização de radiação
sobre um artefato que não reage facilmente. O experimento consistia em observar a incidência
da emissão de cargas positivas através de uma finíssima camada de ouro. Nesse processo, o
cientista observou 3 regiões no artefato inerte coberto por sulfato de zinco e então foram
evidenciados o não-desvio, o desvio, e o ricocheteamento do feixe. A partir disso, Rutherford
provou a existência de um compartimento atômico com cargas positivas (chamado núcleo) e a
existência de espaços entre as cargas negativas circulantes, dispostas numa região
além-núcleo (chamado eletrosfera). No desenvolvimento desse modelo, um físico britânico
chamado James Chadwick teve sua contribuição, fortificando através de seus estudos a
existência dos nêutrons - partículas cuja função era estabilizar uma possível repulsão entre os
prótons no núcleo. Para incrementar esse modelo atômico e negar a possibilidade de um
colapso atômico, agora devido a atração núcleo-elétron e, também acerca da perda de energia
das partículas negativas para o meio, Niels Bohr, aluno de Rutherford, se viu na necessidade
de impor restrições ao movimento dos elétrons em torno do núcleo - sugerindo a utilização de
postulados de energia quantizada de Planck que se muito se discutiam na época. Assim,
introduziu os conceitos de níveis energéticos, nos quais os elétrons se moviam em órbitas
definidas, como um sistema planetário.
Assim, pode-se dizer que o modelo atômico de Rutherford-Bohr foi vigente durante muito
tempo, até que a Mecânica Quântica permitiu avanços na Atomística. Para De Broglie, seria
permitido pensar que a interpretação dessas condições de quantização conduziram à
introdução de um aspecto ondulatório no comportamento dos elétrons. Agora, um esforço
deveria ser feito para atribuir a essa partícula uma natureza dualística análoga à do fóton,
para dotá-los de um aspecto ondulatório e de um aspecto corpuscular interligados pelo
quantum de ação. Heisenberg e Schrodinger (1926), por sua vez, introduzem através de
princípios de incerteza - que definem à dificuldade de se obter com exatidão determinada
grandeza ao se medir a outra (como velocidade e posição, por exemplo) - e da função de onda
https://engcivil20142.files.wordpress.com/2015/08/quc3admica-geral-kotz-vol-1.pdf
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/raios-x.htm
- cuja interpretação permite a compreensão do comportamento da partícula-onda - o conceito
vigente de orbital, a região de maior probabilidade de se encontrar um elétron na eletrosfera.
2) Descreva o cálculo de raio atômico através da atualização do modelo atômico.
Com a natureza dualística partícula-onda do átomo e a incapacidade de se localizar
exatamente um elétron na eletrosfera, o raio atômico consolida-se como sendo a metade da
distância internuclear de uma molécula diatômica (H2, O2) capaz de fazer com que as nuvens
eletrônicas presentes não sofram repulsão.
3) Calcule a Carga nuclear efetiva (Zef), pela regra de Slater, dos elementos sódio,
potássio e rubídio. Como você descreveria o potencial de ionização para estes três
átomos associando tamanho de átomo e suas Zef?
Regra de Slater: para saber o quanto, efetivamente, o núcleo atrai o elétron da camada de
valência, visto que outros elétrons exercem blindagem sobre esse.
Zef = Z (número atômico) - S (constante de blindagem)
A) Todos os elementos do grupo ns e np (última camada) blindam um elétron de valência
no valor de 0,35 por elétron, exceto no caso onde 1s é o grupo analisado. Nesse caso,
o valor é de 0,30. Ex: He
B) Todos os elétrons em n-1 (penúltima camada) contribuem para a blindagem com 0,85
por elétron
C) Todos os elétrons em n-2 (antepenúltima camada) ou inferiores contribuem para a
blindagem com 1 por elétron.
Exemplo:
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 * Zef = Z - S = 11 - (8x0,85 + 2x1) = 2,2
19K - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 * Zef = Z - S = 19 - (8x0,85 + 10) = 19 - 16,8 = 2,2
37Rb - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 * Zef = Z - S = 37 - (8x0,85 + 28) = 2,2
O potencial de ionização é a energia mínima necessária para “arrancar” um elétron de um
átomo isolado e no estado gasoso. Nesse sentido, pode-se considerar que por mais que os
exemplos tenham o mesmo valor de Zef, o potencial de ionização será menor em 37Rb devido
ao seu maior raio atômico, e portanto, menor força relativa do núcleo. O potencial de ionização
de um átomo não se relaciona somente ao valor de Zef, mas também está associado à
tendência de um elemento se tornar cátion, pela disposição dos elétrons no orbital e o próprio
tamanho do átomo.
AULA 2 - CICLO DE BORN HABER, LIGAÇÕES METÁLICA E IÔNICA (14/12)
(1021) MegaQuímica#8 O Ciclo de Born Haber - YouTube
4) Como o modelo atômico atual descreve uma ligação metálica. Explique-a.
Com a percepção de retração e expansão da nuvem eletrônica, o modelo atômico atual permite
a compreensão de um conceito denominado “mar de elétrons” para a descrição da ligação
metálica. Dois átomos (metais) eletropositivos interagem a partir da comunicação
núcleo-nuvem eletrônica e assim configuram um fluxo livre de elétrons através de uma
estrutura cristalina definida. Nas características dos sólidos metálicos, pode-se destacar a
maleabilidade e alta condução de calor.
5) Descreva como ocorre uma ligação iônica através do ciclo de Born Haber.
O ciclo de Born Harber é uma proposta de desmembrar e analisar as energias envolvidas em
uma ligação iônica. Essa ligação ocorre entre um metal e ametal e para possuir caráter iônico,
deve ter diferença de eletronegatividade entre os elementos maior ou igual a 1,7. Para um
metal se tornar um cátion, é necessário que primeiramente ele passe por um processo
chamado Sublimação (sólido → gasoso), que permite a configuração do estado atômico
fundamental. Por sua vez, o ametal passa por um processo chamado Dissociação,
caracterizado pela separação da molécula e o também estabelecimento do estado atômico
fundamental. Após essas etapas, tem-se a perda dos elétrons do cátion a partir da energia
potencial de ionização e o também ganho desses elétrons pelo ânion, que apresenta entalpia
de ionização associada à afinidade eletrônica.
Eletronegatividade: não é uma propriedade periódica, e sim intrínseca a cada átomo.
Representa o quanto um átomo consegue distorcer a nuvem eletrônica de outro átomo.
6) Ainda no ciclo de Born Haber:
a) Quais são todas as etapas deste ciclo?
Sublimação, Dissociação, Ionização, Afinidade eletrônica (ganho de elétrons) e Formação
b) Por que existe o ΔH de sublimação?
Para que o átomo gasoso seja formado a partir do metal sólido
c) Por que existe o ΔH de dissociação?
Para que o ânion seja formado e possa interagir com o cátion, é primeiramente necessário
separar a molécula gasosa. Esse processo libera energia e é chamado de dissociação
https://www.youtube.com/watch?v=HhTakH8mHmE&t=910sd) Enuncie o que é potencial de ionização.
Energia necessária para que um átomo em estado fundamental e gasoso perca um elétron da
camada de valência.
e) Enuncie o que é afinidade eletrônica.
É a energia liberada ou absorvida por um átomo no estado fundamental e gasoso e está
associada à recepção do elétron.
f) Descreva o que é energia do retículo cristalino.
A energia reticular é a energia liberada quando o cristal sólido se forma a partir de íons
separados no estado gasoso. Seu valor é definido pela soma de todas as energias
intermediárias do ciclo de Born Haber.
7) Discorra sobre a inserção da probabilidade no modelo atômico atual.
A inserção de conceitos probabilísticos no modelo quântico atual se dá a partir de percepções e
análises que vão de encontro à Mecânica Clássica e introduzem uma nova maneira de pensar
a Atomística: a Mecânica Quântica. Em primeiro lugar, cita-se o princípio da incerteza de
Heisenberg, que, lançando mão de conceitos como a energia quantizada de Planck, define o
conceito de orbital. Fortificando essa ideia, Schrodinger calcula uma função de onda quântica
para indicar a posição do elétron e Max Born o auxilia na interpretação estatística. Dessa
forma, a compreensão que esses grandes teóricos e físicos obtiveram foi a de que elétrons,
partículas subatômicas com característica ondulatória e particulada, estariam em constante
vibração e expansão, sendo, portanto, muito difícil de prever uma região fixa de alocação.
Então, a ideia de orbital foi assim avaliada como a região de maior probabilidade de se
encontrar um elétron no átomo - sendo até hoje considerada a mais atual pela ciência.
8) Aplique o ciclo de Born-Haber para demonstrar a reação: K(s) + 1⁄2 Cl2(g) → KCl(s)
a) Descreva todos os passos na contrução do ciclo
1. Entalpia de Sublimação do K(s) → K(g)
2. Entalpia de Dissociação do Cl2 → Cl(g)
3. Entalpia de Ionização do K(g) → K+(g) 1ª EI
4. Entalpia de Ionização por afinidade eletrônica Cl(g) → Cl-(g) 1ª EI
5. Entalpia de Rede K+(g) + Cl-(g) → KCl(s)
b) Haveria possibilidade de formação do composto KCl2?
Não. Para que KCl2 fosse formado, o átomo de K deveria perder dois elétrons para doar para
os dois átomos de Cl. Entretanto, por ser do grupo 1A (alcalino), o Potássio só possui
tendência a perder um elétron do último nível. O potencial de ionização necessário para retirar
mais um elétron do cátion K+ seria demasiadamente grande, visto que em sua forma K+ já
possui orbital s totalmente preenchido, o que confere estabilidade à partícula.
9) Para cada par, determine qual composto tem ligações com maior caráter iônico:
(a) NaCl ou KI
3 - 0.9 = 2.1 (NaCl)
2.5 - 0.8 = 1.7 (KI)
Para um composto possuir caráter iônico, precisa que a diferença de eletronegatividade de
seus componentes seja igual ou superior a 1,7. Na comparação, ambos são compostos iônicos,
mas NaCl possui maior caráter iônico - pois a diferença de eletronegatividade é ainda maior.
(b) CaS ou MgO
2.5 - 1 = 1.5 (CaS)
3.5 - 1.2 = 2.3 (MgO)
Para um composto possuir caráter iônico, precisa que a diferença de eletronegatividade de
seus componentes seja igual ou superior a 1,7. Na comparação, CaS não possui caráter iônico,
enquanto MgO sim.
(c) Descreva a diferença entre um sólido iônico e uma ligação metálica.
Um sólido iônico é formado por uma ligação entre um ametal e um metal. Para que o sólido
tenha realmente caráter iônico, é necessário que haja uma diferença maior ou igual a 1,7 na
eletronegatividade de seus elementos componentes. É formado pela interação entre um ânion -
íon negativo - e um cátion - íon positivo. Tridimensionalmente, esses compostos formam
cristais com baixa condutividade e altíssimo ponto de ebulição. Uma ligação metálica, por sua
vez, configura-se quando dois metais eletropositivos interagem. Como os elementos possuem
tendência a doar elétrons da camada de valência, pode-se dizer que essa ligação se configura
através da expansão e retração dessas nuvens eletrônicas, o que confere um fluxo de elétrons
na estrutura, o chamado mar de elétrons. Essa ligação é forte e estável, e por isso, salvo
poucas exceções, os metais em geral apresentam alto ponto de ebulição. Nos sólidos
metálicos, destacam-se como características a maleabilidade e alta condução de energia na
forma de calor.
AULA 3 - TEORIA DE REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE
VALÊNCIA (21/12)
10) Utilizando as estruturas de Lewis e a teoria RPECV, preveja a forma de cada uma das
seguintes espécies:
(a) tetracloreto de enxofre;
(b) tricloreto de iodo;
(c) IF4-
(d) trióxido de xenônio.
Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. Desenhe as formas
Estruturais.
AULA 4 - TEORIA DE ORBITAIS MOLECULARES (TOM) (25/01)
Em contraste com a Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência, a TOM
diz que orbitais atômicos puros combinam-se para produzir orbitais moleculares
(deslocalizados).
Situação estudada: MOLÉCULAS DIATÔMICAS
CAPACIDADES ELETRÔNICAS
Orbital S - 2e
Orbital P - 6e
Orbital D - 10e
Orbital F - 14e
Região ligante - Maior probabilidade de localização do elétron, região internúcleo.
Energeticamente favorável (menor energia).
Região Anti-ligante - Menor probabilidade de localização do elétron, fora do internúcleo
Ligação Sigma - Sobreposição de orbitais,
gerando maior densidade eletrônica. A região
fora do eixo internuclear atrofia. Px - Px.
Ligação Pi - Não há sobreposição de orbitais,
pois são paralelos. Nesse sentido, ressalta-se
que as nuvens eletrônicas interagem entre si
através da curvatura do orbital. Py - Py e Pz - Pz.
REGRA DE HUND
Para elétrons existirem no mesmo orbital, é necessário o emparelhamento com spin (rotação)
para reduzir a repulsão intereletrônica. A Regra de Hund também enuncia que quando essas
partículas preenchem orbitais do mesmo subnível, entram em orbitais vazios, até que cada um
possua um elétron.
Molécula diamagnética - só tem elétron emparelhado no orbital molecular
Molécula paramagnética - possui elétrons desemparelhados
ORDEM DE LIGAÇÃO
É a fórmula aplicada para saber se a molécula existe ou não. (Nº elétrons na Região Ligante -
Nº elétrons na Região Antiligante)/2 tem que ser maior que 0 para existir. A molécula mais
estável é a que possui maior Ordem de Ligação.
DIAGRAMA DO ORBITAL MOLECULAR E DISTRIBUIÇÃO MOLECULAR
EXCEÇÃO PARA O2, Fl2 e Ne2
11) Com base em seus conhecimentos em Teoria De Orbital Molecular, monte o diagrama e dê
a ordem de ligação para as espécies a seguir: N2, N2+, N2-, N22+, N22- . Determine qual a espécie
mais estável. Determine quais são diamagnéticas e quais são paramagnéticas (interagem mais
com Campo Magnético).
12)
AULA 5 - COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO (CC) (01/02)
Compostos de Coordenação são formados através de uma ligação covalente coordenada. São
produtos de uma reação ácido-base de Lewis e quebram o paradigma de ‘número de ligações
de acordo com a valência’
Werner analisou essa situação e propôs a ideia dos compostos coordenados, criando uma
nova teoria.
NÚMERO DE COORDENAÇÃO
O número de coordenação descreve o número de átomos vizinhos em relação a um átomo
central. Número de coordenação 6 é o número de coordenação mais comum para os
complexos metálicos do bloco “d” (metais de transição) podendo ainda ser encontrado em
compostos dos blocos “s”, “p” e “f”. Majoritariamente, os compostos hexacoordenados são
octaédricos.
EFEITO QUELANTE
A quelação é uma interação química formada por ligações COVALENTES COORDENADAS.
Acontece entre moléculas orgânicas e íons metálicos onde um par de moléculas compartilha
seus elétrons com um íon sequestrando-o e segurando-o como se fosse uma pinça. Assim a
quelação forma o QUELATO - que é o composto formado por átomos metálicos associados a
cadeias de moléculas orgânicas com atividade quelante. Ex: Shampoo, hemácias..
DESDOBRAMENTO DO CAMPO CRISTALINO
→ Aproximação dos elétrons do metal no complexo acontece no orbital D
→ Cada ligante é representado por uma carga negativa
→ O metal é positivo ou apresenta d vazio
→ O composto é formado poratração eletrostática (melhor condição de nuvens eletrônicas
possível)
→ No campo octaédrico, a degenerescência dos 5 orbitais d é destruída. Os 5 orbitais d NÃO
POSSUEM a mesma energia. 3 orbitais degenerados (T2g) tem energia menor que os outros 2
orbitais degenerados (eg). Essa diferença se chama
energia de desdobramento do campo cristalino.
ORBITAIS MAIS SIMPLES (menos energia) - Dxy, Dyz
e Dxz
ORBITAIS MAIS COMPLEXOS - maior espalhamento
da nuvem eletrônica nos eixos 3D.
→ É possível com ajuda de dados espectroscópicos para diferentes complexos com o
mesmo metal e diferentes ligantes estabelecer a capacidade de provocar desdobramento
das energias dos orbitais d.
ENERGIA DE DESDOBRAMENTO DO CAMPO CRISTALINO
Com a chegada dos ligantes, o sistema se reorganiza no sentido de priorizar energia. No
conjunto de menor energia (T2), localizam-se os orbitais mais simples. No de maior energia, os
mais complexos. Quem dita qual eixo será mais povoado é o ligante. Se o ligante for Campo
Forte, os elétrons são emparelhados na região de menor energia. Já os Campo Fraco
permitem a distribuição dos elétrons do elemento central ao longo dos orbitais.
SÉRIE ESPECTROSCÓPICA/ESPECTROQUÍMICA
1. Distribuição Eletrônica do elemento central
2. Determinar o Nox do elemento central no composto
3. Retirar os elétrons da camada mais externa e depois da mais energética
4. Montar o diagrama de acordo com a característica do ligante (campo forte ou fraco)
LISTA