Revisão de conteúdos - Estrutura atômica e ligação química

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Revisão de Conteúdos: 
Estrutura Atômica e 
Ligação Química 
Departamento de Química Inorgânica 
Instituto de Química - UFRJ 
Prof. Antonio Guerra 
A Evolução do Modelo Atômico 
 400 a.C. – Demócrito: 
 Toda a matéria é formada por átomos. 
 1913 d.C. – Bohr: 
 Camadas eletrônicas. 
 1898 d.C. – Thomson: 
 Massa positiva com elétrons mergulhados. 
 1803 d.C. – Dalton: 
 Esfera maciça e indivisível. 
 1911 d.C. – Rutherford: 
 Núcleo com partículas positivas, espaço vazio e elétrons. 
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Modelo científico! 
O Espectro Eletromagnético 
http://files.fisicasemmisterios.webnode.com.br/200000091b871ab96bc/espectro_eletromagnetico.jpg 
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http://files.fisicasemmisterios.webnode.com.br/200000091b871ab96bc/espectro_eletromagnetico.jpg
Espectro Contínuo x Espectro de Linhas 
Decomposição da Luz Visível 
Kotz, J.C. e Treichel, P., Chemistry and Chemical Reactivity, 4ed. 
New York: Saunders College Publishing, 1999. 1129p. 
Espectro de Linhas do H2 
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Séries Espectrais 
 Espectro do Hidrogênio 
Lyman - UV Balmer – Visível Paschen – Infravermelho 
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Novo Ponto de Vista Físico da Matéria 
 A energia do oscilador é quantizada: 
E = nhν 
 
 A energia é irradiada em “pulsos” ou quanta 
 Se n = 1 (mudança de estado quantizado) 
ΔE = Δnhν= hν 
h= 6,626x10-34J.s (Cte Planck) 
ν = frequência do oscilador 
 Hipóteses de Planck (Max Plank, 1900) – Corpo Negro 
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Efeito Fotoelétrico 
Kmax= eV0 
K= energia cinética 
V0= potencial de corte 
 Hipóteses de Einstein 
 Kmax independe da intensidade da luz incidente 
 A luz se comporta como uma partícula 
Efóton= hc/ 
Efóton= hν = E0 – Kmax 
E0= função trabalho da substância 
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O Átomo de Bohr 
 Postulados de Bohr 
 Os elétrons ocupam uma posição definida no átomo, chamada 
nível de energia no qual não irradia; 
 Quando os elétrons estão localizados nos níveis de energia mais 
baixos, o átomo está no estado fundamental; 
 Quando o elétron absorve uma quantidade definida de energia 
(ΔE=hν) é promovido para níveis de energia mais altos (estado 
excitado); 
 No estado excitado, os elétrons com excesso de energia decaem 
para níveis de energia mais baixos, emitindo a energia 
excedente. 
Funciona bem para o 
átomo de hidrogênio! 
𝑟𝐵𝑜ℎ𝑟 = 𝑛
2𝑎𝐵𝑜ℎ𝑟 
𝑟𝐵𝑜ℎ𝑟 = 0,529Å −13,6𝑒𝑉 
𝐸𝑛 = −
1
𝑛2
𝑘𝑒2
2𝑎𝐵𝑜ℎ𝑟
 
Raio e energia quantizados! 
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A Estrutura do Espectro de Linhas 
 Transição Eletrônica 
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A Dualidade 
Partícula-Onda 
Difração do elétron 
Kotz, J.C. e Treichel, P., 
Chemistry and Chemical 
Reactivity, 4ed. New York: 
Saunders College Publishing, 
1999. 1129p. 
Efóton= hc/ 
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E = mc
2 
 = h/mv 
p = mv 
 = h/p 
O Princípio da 
Incerteza de Heisenberg 
ħ= 1,054x10-34J.s 
ħ =
ℎ
2𝜋
 
∆𝑝 ∙ ∆𝑥 ≥
ħ
2
 
∆𝑝 = 𝑚∆𝑣 
∆𝑥 =
ħ
2𝑚∆𝑣
 
∆𝑥 → 𝑖𝑛𝑐𝑒𝑟𝑡𝑒𝑧𝑎 𝑑𝑎 𝑝𝑜𝑠𝑖çã𝑜 
∆𝑝 → 𝑖𝑛𝑐𝑒𝑟𝑡𝑒𝑧𝑎 𝑑𝑜 𝑚𝑜𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 
A Mecânica Quântica 
 Função de Onda Ψ [psi] (Erwin Schrödinger, 1927) 
HΨ = EΨ 
Operador Hamiltoniano 
Energia total do elétron 
Função de Onda 
Um operador é uma instrução, ou 
um conjunto de instruções, que 
determina o que se deve fazer com 
a função a qual está relacionado! 
Considera a dualidade partícula-onda da matéria. 
Descreve a energia potencial 
do elétron (V), resultado da 
atração núcleo-elétron 
– 
8π2m 
–h2 
H = 
2 
x2 
+ 
2 
y2 
+ 
2 
z2 4πε0√x
2 + y2 + z2 
Ze2 
Descreve a energia cinética do 
elétron (V), resultado do 
movimento em torno do núcleo 
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A Mecânica Quântica 
 Função de Onda Ψ [psi] (Erwin Schrödinger, 1927) 
Descreve as propriedades ondulatórias de um elétron, em termos 
da sua posição (x, y, z), massa (me), energia total (E) e energia potencial 
(V). 
2Ψ 
x2 
+ 
2Ψ 
y2 
+ 
2Ψ 
z2 
+ 
2me 
h2 
(E – V)Ψ = 0 
 A quantização da energia do elétron é uma consequência da 
equação de Schrödinger. 
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A Mecânica Quântica 
 Densidade de Probabilidade Ψ2 
 A probabilidade de se encontrar o elétron em uma dada posição é 
proporcional a Ψ2, naquele ponto. 
Maior probabilidade de encontrar 
o elétron onde Ψ2 é grande! 
Probabilidade zero de encontrar 
elétron onde Ψ2 é igual a zero (nó)! 
∫Ψ2 dτ = 1 
Densidade de probabilidade 
Elemento de volume infinitesimal (dτ = dxdydz) 
Função de onda normalizada 
todo espaço 
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Orbitais Atômicos 
 Expressões matemáticas - Ψ(r,,) 
  pode ser expressa em termos das Coordenadas Cartesianas (x, y, z) 
ou coordenadas polares esféricas (r, , ). 
 Função Radial (R) descreve a densidade eletrônica para diferentes 
distâncias do núcleo (r). 
 Funções Angulares ( e ) descrevem a forma e a orientação espacial 
dos orbitais. 
r 
 
 
x 
y 
z 
x = r sencos 
y = r sensen 
z = r cos 
 = 0 a  
 = 0 a 2 
Ψ(r,,) = R(r)()() = R(r)(,) 
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 Funções de Onda Radiais (R) e Angulares () 
Raio de Bohr, a0 = 40h
2/mee
2 = 52,9 pm 
Orbitais Atômicos 
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 Funções Angulares (,) Forma 2D () Forma 3D (,) 
Orbitais Atômicos 
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Orbitais Atômicos 
 Superfície limite – orbitais s, p e d 
Plano 
Nodal 
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Orbitais Atômicos 
 Superfície limite – orbital f 
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Números Quânticos 
Número Quântico Principal (n) n 1 2 3 4 5 ... 
K L M N O ... 
l 0 1 2 3 4 5 ... 
s p d f g h ... 
Número Quântico Momento Angular ou Azimutal (l) 
Sharp (s) 
Principal (p) 
Diffuse (d) 
Fundamental (f) 
l =0 a (n – 1) 
Número Quântico Magnético (ml) ml = -l a +l 
Número Quântico de Spin (ms) ml = +½ ou -½ 
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Diagrama de Níveis de Energia 
Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p. 
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Distribuição Eletrônica 
 Princípio da Exclusão de Pauli: 
 Dois elétrons nunca terão o mesmo conjunto de quatro números 
quânticos 
 Regra de Hund: 
 Os elétrons são distribuídos isoladamente e com o mesmo 
spin; 
 Os elétrons são emparelhados com spins contrários. 
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Modelos de Ligação Química 
 Ligação Iônica – (metal + não-metal) 
 Formação e interação de íons de carga oposta (cátions e ânions) 
 Segue a Regra do Octeto 
 Ligação Metálica – (metal + metal) 
 Formação de bandas de condução e transição de elétrons 
 Ligação Covalente – (não-metal + não-metal) 
 Compartilhamento de elétrons 
 Segue a Regra do Octeto 
 Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV) 
 Determina a geometria molecular 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
 Sobreposição de orbitais atômicos 
 Elétrons localizados entre os átomos ligados 
 Formação de orbitais híbridos 
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Modelos de Ligação Química 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
 Combinação Linear dos Orbitais Atômicos (CLOA) 
 Formação do Orbital Molecular (OM) 
 Ligante e antiligante 
 Teoria do Campo Cristalino (TCC) 
 Ligação química de Compostos de Coordenação 
 Formada por interações puramente eletrostáticas (iônica) 
 Energia de Estabilização do Campo Cristalino (EECC) 
 Determina a cor dos compostos 
 
 Teoria do Campo Ligante (TCL) 
 Introduz um caráter covalente à ligação metal-ligante 
 Combina TCC com TOM 
 Explica a força dos ligantes neutros pela retrodoação 
 
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 Teoria do Orbital Molecular (TOM): 
 Explica o comportamento magnético do O2. 
 Explica o composto deficiente de elétrons B2H6. 
 Explica as estruturas e propriedades dos metais e semicondutores. 
 Explica os espectros eletrônicos das moléculas. 
 TLV  focada na ligação entre pares de átomos. 
 TOM  focada na densidade eletrônica da molécula. 
 
Limitações dos Modelos de Ligação 
 Limitações da Regra do Octeto e TLV: 
 Comportamento do O2 
 Molécula diamagnética pela descrição de Lewis e TLV! 
 Experimentalmente é paramagnética. 
 Comportamento do B2H6 
 12 elétrons de valência (23e B e 6 1e H). 
 14 elétrons de valência por Lewis! 
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