Inorganica II

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14/09/2021 
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 Centro de Ciências da Natureza - Departamento 
de Química 
 
 
 QUÍMICA INORGÂNICA II 
 
 
Prof. Jean C. S. Costa 
 
jean-cla@ufpi.edu.br 
 
Universidade Federal do Piauí 
mailto:jean-cla@ufpi.edu.br
mailto:jean-cla@ufpi.edu.br
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Estrutura atômica 
Dualidade onda-partícula 
 De Broglie interpretou as órbitas estacionárias ao redor do núcleo do modelo de 
Bohr, como o elétron se comportando com uma onda estacionária. 
 
 O comprimento da órbita deve ter um número inteiro de comprimento de onda 
de um elétron. 
mv
h

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Modelos de estrutura atômica 
Penetração e Blindagem 
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 A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por: 
 
 Zef = Z - S 
 
Zef= carga nuclear efetiva 
 
Z = carga nuclear (número atômico) 
S = constante de blindagem 
 
 Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga 
nuclear efetiva (Zef) diminui. 
 
 Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
CARGA NUCLEAR EFETIVA 
ns > np > nd > nf 
Use as regras de Slater para calcular a constante de blindagem e a carga nuclear efetiva 
de um elétron em 2p. 
A configuração do elétron e escrita usando-se os agrupamentos de Slater, na ordem: 
(1s2)(2s2, 2p4) 
Cada novo elétron do grupo (2s2, 2p4) contribui com 0,35 para S. 
Total de contribuição = 5 × 0,35 = 1,75 
Cada elétron de 1s contribui com 0,85 para S. 
Total de contribuição = 2 × 0,85 = 1,70 
S total = 1,75 + 1,70 = 3,45 
Então, em vez de estar submetido a carga nuclear total de +8, e 
calculado que um elétron 2p esteja submetido a uma carga de + 4,55, 
ou seja, cerca de 57% da carga nuclear total. 
Carga nuclear efetiva Z* = 8 − 3,45 = 4,55 
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𝑿𝑨𝑹 =
𝒆𝟐𝒛𝒆𝒇
𝒓𝟐
 
𝑿𝑴 =
(𝑰 + 𝑬)
𝟐
 
Z ef = Z - S 
ELETRONEGATIVIDADE 
2s 2s 2s 2s 
Homo 
A(g) → A
-
(g) + ē 
I= E(A+(g)) - E(A(g)) 
 É determinada em grande parte, 
pela energia do orbital mais alto 
ocupado ( Homo). 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
𝑰 𝜶
𝒛𝒆𝒇
𝟐
𝒏𝟐
 
Z ef = Z - S 
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ns > np > nd > nf 
 Esse efeito é devido a presença de uma maior carga nuclear e uma 
pequena habilidade de blindagem dos elétrons do orbital interno f, 
contração lantanídica. 
Tendências periódicas: raio atômico 
Nucleossíntese dos elementos leves e pesados 
Números mágicos → 2, 8,20,50,82,114,126 e 184 
Regra de Harkis 
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Padrão de estabilidade 
molecular 
Razão nêutron-proton 
 
• Quanto mais pesado o núcleo, mais 
nêutrons são necessários para a 
estabilidade. 
 
• A faixa de estabilidade desvia da 
razão nêutron-próton de 1:1 para 
massa atômica alta. 
 
• Urânio – Z=92 – N/P= 1,6 
Nucleossíntese dos elementos leves e pesados 
Núcleo é unido por forças de curto alcance – mésons  
0 ~ 264 massa elétron 
mésons 
mésons 
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Radônio 
• Ele decai como a seguir: 
222
86Rn  
218
84Po + 
4
2He 
 
• Consequentemente, suspeita-se que o Rn inalado provoque câncer 
de pulmão. 
 
• O quadro é complicado pela constatação de que o 218Po 
também tem uma meia-vida curta (3,11 min) : 
 
218
84Po  
214
82Pb + 
4
2He 
Efeitos biológicos da radiação 
g 
b 
a 
FOLHA DE 
PAPEL 
2 mm de 
CHUMBO 
6 cm de 
CHUMBO 
g b a < < 
O radônio é a segunda maior causa de morte de câncer de pulmão nos Estados Unidos, 
atrás apenas do cigarro. 
 Libertando-se dos solos e rochas, materiais de construção e água 
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Exemplo ( anti-doping) 
Contra prova: 
Razão = 13C/12C 
Como os elementos existem na Natureza..... 
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Arranjo Hexagonal denso ou Hexagonal 
compacto 
Sólidos iônicos: Originados das atrações mútuas de cátions e ânions; 
 
Sólidos Metálicos: Formados por cátions unidos por um mar de 
elétrons; 
Classificação de sólidos quanto ao tipo de interação Química 
Sólidos moleculares: 
 Moléculas ordenadas, unidas através de forças intermoleculares; 
Sólidos reticulares: 
 Em toda a extensão do sólido, os átomos são ligados através de 
ligação covalente. 
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Interações Intermoleculares....... 
 Força íon-dipolo... 
 Interação dipolo-dipolo... 
 Forças de London... 
 Ligações de hidrogênio... 
Interações Intermoleculares....... 
Ep∝ −
|𝑧|µ
𝑟2
 
Força íon-dipolo... 
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⇒ Mais intensas quanto menor o íon e maior a carga 
⇒ Íons menores e de carga maior frequentemente formam compostos 
hidratados 
Força íon-dipolo... 
• Íons menores 
⇒ possibilidade de maior aproximação 
 ⇒ interação íon-dipolo mais intensa 
• Exemplos de sais hidratados: sais de Li+ e sais de Na+ 
• Maior carga ⇒ interação íon-dipolo mais 
intensa 
• Raio do cátion Ba2+ ∼135 pm raio do cátion K+ 
∼138 pm 
⇒ BaCl2 ·2H2O hidratado 
⇒ KCl ⇒ anidro 
 Em meados de 2003, a população brasileira acompanhou, alarmada, o 
noticiário sobre a morte de mais de 22 pessoas após terem ingerido o produto 
Celobar®, usado para fins de contraste em exames radiológicos. 
Solubilidade – Caso Celobar® 
 Sulfato de bário é pouquíssimo solúvel (Kps ≅ 1 × 10
-10 à 25 oC) 
 Carbonato de bário é pouquíssimo solúvel (Kps ≅ 5 × 10
-9 à 25 oC) 
BaCO2(s) + HCl(aq) Ba
+2
(aq) + CO3
2-
(aq) 
H2O 
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Interações Intermoleculares....... 
Ep∝ −
µ
1
µ
2
𝑟3
 
Interação dipolo-dipolo... 
Interação dipolo-dipolo 
Exemplo: Qual destas moléculas deve ter o maior ponto de 
ebulição? 
180 oC 174 oC 
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Compostos apolares podem ser liquefeitos e 
solidificados: 
 ⇒ Gases nobres e hidrocarbonetos (gasolina); 
 ⇒ I2 é sólido a temperaturas normais; 
 ⇒ N2 é líquido a baixas temperaturas; 
Observa-se que há interações entre moléculas apolares 
 Dipolo transiente: 
⇒ Flutuações na distribuição eletrônica resulta em 
momentos de dipolo instantâneos que se atraem 
mutuamente (força atrativa) 
Ep∝ −
𝜶
𝟏
𝜶
𝟐
𝒓𝟔
 
Forças de London ou “forças de dispersão” 
(Fritz London - 1930) 
Forças de London ou “forças de dispersão” 
(Fritz London - 1930) 
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Interações Intermoleculares....... 
As duas moléculas abaixo possuem a fórmula molecular C5H12. O ponto de ebulição 
do pentano é 36oC e o do 2,2-dimetil-propano é 10oC. 
Como essa variação nos pontos de ebulição pode ser interpretada? 
Forças de London dependem da geometria da molécula....... 
Interações Intermoleculares....... 
Forças de London: atua entre todos os tipos de moléculas (apolares e polares) 
e átomos; são sempre forças atrativas 
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Interações Intermoleculares....... 
Explique a tendência nos pontos de ebulição dos haletos de 
hidrogênio, lembrando-se que a diferença de 
eletronegatividade diminui do HCl para o HI: 
Dipolo-dipolo x Força de London 
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As Ligações de hidrogênio 
As Ligações de hidrogênio 
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Interações Intermoleculares.......