Atomistica e _tp_brown quimica

A Evolução dos Modelos Atômicos

• 400 a.C. – Modelo de Demócrito – Concepção filosófica de uma bolinha

maciça.

• 1803 – Modelo de Dalton – Bolinha maciça baseada em experiências.

• 1903 – Modelo de Thomson – Esfera sólida com carga positiva recheada

de elétrons de carga negativa.

• 1911 – Modelo de Rutherford – Núcleo positivo rodeado por elétrons

(negativos) girando em órbitas circulares.

• 1913 – Modelo de Bohr/Rutherford – Idêntico ao anterior, mas com

órbitas quantizadas.

• 1916 – Modelo de Sommerfeld – Elétrons em órbitas quantizadas,

circulares e elípticas, em torno de um núcleo (positivo).

• 1923 – Modelo Quântico-ondulatório (ou de orbitais) – Os elétrons são

considerados partícula/onda e posicionados em orbitais.

Teoria Atômica da Matéria

• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a

matéria é constituída de elementos indivisíveis.

• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era

constituído de entidades carregadas.

• John Dalton:

– Cada elemento é composto de átomos.

– Todos os átomos de um elemento são idênticos.

– Nas reações químicas, os átomos não são alterados.

• Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam.

Raios Catódicos e Elétrons

• Joseph John Thomson (1856-1940) – Físico inglês da

Univ. Cambridge – Prêmio Nobel. Bomba de raios catódicos

(1897).

• Um tubo de raios catódicos é um recipiente profundo com

um eletrodo em cada extremidade.

• Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos, e faz

com que partículas negativas se desloquem do eletrodo

negativo para o eletrodo positivo.

• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de

um campo magnético.

Tubo de Raios Catódicos

Raios Catódicos e Elétrons

• Considerando os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício, ao interagirem com um campo magnético perpendicular a um campo elétrico aplicado, os raios catódicos sofrem diferentes desvios.

– A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados.

– Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da proporção carga-massa do elétron.

– Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.

• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76 x 108 C/g.

A Descoberta da Estrutura Atômica

• Robert Millikan (1909) – Físico norte-americano. Ele realizou o seguinte experimento:

• Gotas de óleo foram borrifadas sobre uma chapa carregada positivamente contendo um pequeno orifício.

• À medida que as gotas de óleo passavam através do orifício, elas eram carregadas negativamente.

• A gravidade forçava as gotas para baixo, enquanto o campo elétrico aplicado forçava as gotas para cima.

• Quando uma gota estava perfeitamente equilibrada, seu peso era igual à força de atração eletrostática entre a gota e a chapa positiva. Assim, Millikan determinou que a carga no elétron era de 1,602 x 10-19 C.

• Conhecendo a proporção carga/massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g (9,10939 x 10-28 g).

A Descoberta do Elétron

• Considerando o seguinte experimento:

• Uma substância radioativa foi colocada em um anteparo

contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de

radiação fosse emitido pelo orifício.

• A radiação passava entre duas chapas eletricamente

carregadas e era detectada.


• Três pontos são observados no detector:

– um ponto no sentido da chapa positiva,

– um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,

– um ponto no sentido da chapa negativa.

• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa; essa se chama radiação (consiste de elétrons).

• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra; essa se chama radiação .

• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta; essa se chama radiação .


• Pela separação da radiação, concluiu-se que o átomo consistia de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente.

• Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma esfera.

O Átomo com Núcleo

• Ernest Rutherford (1871-1937) – Físico britânico – com base nas experiências de Hans Geiger e Ernest Marsden (1911) executou o seguinte experimento:

• Uma fonte de partículas foi colocada na boca de um detector circular.

• As partículas foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro.

• A maioria das partículas passaram diretamente através da chapa, sem desviar.

• Algumas partículas foram desviadas com ângulos grandes.

• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível.


• Ou seja, Rutherford realizou um bombardeamento de

partículas alfa (positivas e radioativas, emitidas a partir do

urânio) na superfície de placas de ouro muito finas.


• Para fazer com que a maioria das partículas passasse

através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior

parte do átomo deveria consistir de carga negativa difusa

de massa baixa – o elétron.

• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das

partículas , o centro ou núcleo do átomo deveria ser

constituído de uma carga positiva densa – os prótons.

• Reflexão dos núcleos positivos (1:8000) – os prótons.

• Rutherford modificou o

modelo de Thomson da

seguinte maneira:

– Suponha que o átomo seja

esférico, mas a carga

positiva deve estar

localizada no centro, com

uma carga negativa difusa

em torno dele.


A Descoberta do Nêutron

• James Chadwick (1891-1974) – Físico britânico –

Irradiação do Be com partículas emitia uma radiação

muito penetrante constituída por partículas neutras (1932).

• Nêutron – Partícula nuclear com massa quase idêntica a do

próton, mas com carga elétrica nula.

Partícula Carga Relativa Massa

Relativa

Carga

(C=coulombs)

Massa

Protón +1 1,0 +1,6022 x 10-19 C 1,6727 x 10-24 g

Neutron 0 1,0 0 1,6727 x 10-24 g

Elétron -1 0,00055 -1,6022 x 10-19 C 9,1095 x 10-28 g

O Modelo de Rutherford

• O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons).

• A maior parte da massa do átomo (99,95% ou mais) está no centro de carga positiva – núcleo – em torno do qual estão os elétrons, de carga negativa. Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno.

• No núcleo pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons.

• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons.

• Os núcleos possuem diâmetros na ordem de 10-15 m (ou 10-3

pm), enquanto o diâmetro dos átomos fica em torno de

10-10 m (ou 100 pm), ou seja, os núcleos são cerca de 100.000 vezes menores do que os átomos.

Número Atômico e Número de Massa

• Estrutura Nuclear – Rutherford (1911) – Bombardeio do núcleo N com

partículas alfa formavam núcleos de H, o que levou à descoberta do

próton, sendo este mais de 1.800 vezes maior do que o elétron.

O núcleo se caracteriza pelo número atômico e número de massa.

Número Atômico (Z) = Número de prótons no núcleo.

Número de Massa (A) = Número total de prótons e nêutrons no núcleo.

Para um elemento X, escreve-se:

Normalmente os átomos são eletricamente neutros, ou seja, o número de prótons é igual ao número de elétrons.

Isótopos (1912) - São átomos que têm o mesmo número de prótons, mas com número de nêutrons diferente.

AX z

Isótopos

Nuclídeo é uma certa espécie de núcleo caracterizada por número atômico e número de massa bem definidos.

O Na (sódio) tem somente um isótopo natural, representado como se segue:

Na, este é chamado sódio 23.

Já o O (oxigênio) natural é uma mistura de isótopos: 99,759% de 16O, 0,037% de 17O e 0,204% de 18O.

C (carbono) natural: 98,892%* de 12C + 1,107% de 13C.

* Abundância relativa do isótopo na natureza.

A Escala de Massa Atômica

Sabendo-se que os elementos naturais podem ser uma mistura de isótopos e que cada isótopo tem sua massa característica, e como as percentagens dos isótopos da maioria dos elementos naturais permanecem praticamente constantes ao longo do tempo, o que Dalton calculou foram as massas atômicas médias de elementos naturais.

Dalton não poderia pesar cada átomo isoladamente, o que ele poderia calcular seria a relação entre a massa atômica média de um átomo e a massa atômica média de outro. Estas massas atômicas relativas são os pesos atômicos.

Ex.: 1,0000g de hidrogênio reagem com 15,873g de oxigênio para formar água – para obter o peso atômico do oxigênio (tomando como base o hidrogênio) – o peso atômico do oxigênio seria 7,9367 vezes a massa do átomo médio de hidrogênio, ou seja, 7,9367g.

• Pesos Atômicos – São as médias das massas atômicas do elemento natural expressas em unidades de massa atômica.

A escala de pesos atômicos de Dalton, baseada no hidrogênio, foi substituída por uma baseada no oxigênio e depois (1961) pela escala baseada na massa no carbono 12.

Esta escala, usada atualmente, depende de medidas de massa atômica realizadas no espectrômetro de massa, que permite a medição exata das massas a partir da comparação da massa de um átomo com a massa de outro, escolhido como padrão.

Na escala de pesos atômicos em vigor, o padrão escolhido é o isótopo do carbono 12 (12C) que tem, por convenção, exatamente 12 unidades de massa atômica.

• Unidade de massa atômica (u) – É definida como uma unidade de massa exatamente igual a um doze avos (1/12) da massa do átomo de carbono 12.

A massa média do C: (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u

Se 1 u = 1,66054 x 10-24 g e 1 g = 6,02214 x 1023 u, temos que a massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23g.

O ESPECTRÔMETRO DE MASSA

Cálculo da massa atômica:

Massa atômica de Y = (massa atômica de Y1) x (% de Y1)/100 + (massa atômica de Y2) x (% de Y2)/100

% de Y1 + % de Y2 + ... = 100%

O ESPECTRÔMETRO DE MASSA

Espectro de massa do cloro atômico

Isótopos Massa atômica Abundância

Cl-35 35,00 u 75,53%

Cl-37 37,00 u 24,47%

Massa atômica (média) = 35,45 u

Tabela Periódica - Histórico

• J. W. Döbereiner (1817) – Tríades de Döbereiner – Grupos de três elementos com propriedades semelhantes.

• A. de Chancourtois (1862) – Parafuso de Telúrio – Agrupamento dos elementos químicos sobre um parafuso, na ordem de suas massas atômicas; ao se passar por uma vertical, encontra-se elementos com propriedades semelhantes.

• J. A. R. Newlands (1864) – Lei das Oitavas – Elementos químicos em ordem crescente de massas atômicas; verificou que a cada oito elementos, as propriedades se repetiam, como numa escala musical.

• Dmitri I. Mendeleev e J. Lothar Meyer (1869) – Químicos russo e alemão, respectivamente, tentaram organizar os elementos químicos de acordo com seu peso atômico (propriedades químicas e físicas).

Eles descobriram, ao organizar os elementos na ordem crescente de seus pesos atômicos, que poderiam agrupá-los em fileiras horizontais, de modo que os elementos das colunas verticais tivessem propriedades semelhantes.

Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na seqüência de seus pesos atômicos (Lei da Periodicidade de Mendeleev).

TABELA PERIÓDICA

Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) – Organização dos elementos na ordem crescente de seus pesos atômicos (ou massas atômicas).

Ba Cs

I Te Sb Sn In Cd Ag

Ru, Rh, Pd** Br* Se As - - Zn Cu*

Fe, Co, Ni Mn Cr V Ti - Ca K

Cl S P Si Al Mg Na

F O N C B Be Li

H

VIII VII VI V IV III II I

Mendeleev, 1871

Rb Sr ? Zr Nb Mo ? **

• Metais alcalinos Grupo 1 (1A)

• Metais alcalinos terrosos Grupo 2 (2A)

• Calcogênios Grupo 16 (6A)

• Halogênios Grupo 17 (7A)

• Gases nobres Grupo 18 (8A)

As linhas na tabela periódica chamam-se períodos (1 a 7).

TABELA PERIÓDICA

H. G. J. Moseley (1887-1915) – Elementos dispostos na ordem crescente dos números atômicos (1913); desaparecem as inversões da tabela de Mendeleev.

As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (1-8) (ou famílias – 1-18).

Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais.

Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um

grupo:

• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de modo significativo.

• Como consequência dessa organização, existem propriedades

periódicas associadas à tabela periódica.

A Tabela Periódica

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry )

Períodos – Conjunto de elementos em qualquer fileira horizontal da Tabela Periódica.

• 1o Período – Muito curto – Tem 2 elementos (H e He)

• 2o Período – Curto – Tem 8 elementos (do Li ao Ne)

• 3o Período – Curto – Tem 8 elementos (do Na ao Ar)

• 4o Período – Longo – Tem 18 elementos (do K ao Kr)

• 5o Período – Longo – Tem 18 elementos (do Ru ao Xe)

• 6o Período – Super Longo – Tem 32 elementos (do Cs ao Rn)

• 7o Período – Incompleto – Tem 23 elementos (do Fr ao 109)

No 6o período, a terceira quadrícula encerra 15 elementos (do lantânio ao lutércio) que, por comodidade, estão indicados numa linha fora e abaixo da tabela. Começando pelo lantânio, esses elementos formam a chamada série dos Lantanídios.

Analogamente, no 7o período, a terceira quadrícula também encerra 15 elementos químicos (do actínio até o laurêncio) que estão indicados na segunda linha fora e abaixo da tabela. Começando com o actínio, eles formam a série dos Actinídios.

Grupos (ou Famílias) – Conjunto de elementos em qualquer

coluna da Tabela Periódica.

• O hidrogênio (H) - coluna 1A - não é um metal alcalino. Pelo contrário, o hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos, que algumas classificações preferem colocá-lo fora da tabela.

• O alumínio (Al) é chamado de metal terroso por ser um constituinte da terra e do barro. Essa designação se estende aos demais elementos da família 3A.

• Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo nome do primeiro elemento que nela aparece – por exemplo, os da coluna 5A são chamados de elementos da família do nitrogênio (N).

• As colunas A são as mais importantes da tabela; seus elementos são denominados elementos representativos da Classificação Periódica. Em cada coluna A, a semelhança das propriedades químicas entre os elementos é máxima.

• Os elementos das colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B e 2B constituem os chamados elementos de transição. Notar que a coluna 8B é tripla.

Outra separação importante, existente na Classificação Periódica é a que divide os elementos em metais, não-metais (ou ametais) e semi-metais (ou metalóides).

• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica – têm brilho característico e em geral são bons condutores de calor e eletricidade; com exceção do Hg, são sólidos à temperatura ambiente, maleáveis e dúcteis.

• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica – são elementos que não exibem características metálicas; a maior parte é gasosa ou sólida (quebradiços), a não ser o Br, que é líquido.

• Os metalóides ou semi-metais estão localizados no espaço entre os metais e os não-metais – apresentam propriedades tanto de metais quanto de não-metais.

1

2

3

4

5

6

7

8

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

Grupo 1A: Família dos Metais Alcalinos

Grupo 2A: Família dos Metais Alcalinos Terrosos

Grupo 3A: Família do Boro

Grupo 4A: Família do Carbono

Grupo 5A: Família do Nitrogênio

Grupo 6A: Família dos Calcogênios

Grupo 7A: Família dos Halogênios

Grupo 8A: Família dos Gases Nobres

TABELA PERIÓDICA

Grupo dos Elementos de Transição: Grupo 3B ao 2B

• Elementos pobres de elétrons Grupo 3B ao 7B

• Elementos ricos de elétrons Grupo 8B ao grupo 2B

Elementos de Transição Interna: 14 grupos

Lantanídeos e Actinideos

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

La

Ce

Pr

Nd

P

m

S

m

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

A

m

C

m

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Configuração eletrônica dos elementos com Z = 1 a 10

• O número do período é o valor de n.

• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.

• Os grupos 3A a 8A têm o orbital p preenchido.

• Os grupos 3B a 2B têm o orbital d preenchido.

• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA

Resumindo, temos:

• Grupo IA – ns 1

• Grupo IIA – ns 2

• Grupo IIIA – ns 2 np 1

• Grupo IVA – ns 2 np 2

• Grupo VA – ns 2 np 3

• Grupo VIA – ns 2 np 4

• Grupo VIIA – ns 2 np 5

• Grupo VIIIA – ns 2 np 6

Em geral, a formação de íons ocorre pela transferência (ganho ou perda)

de um ou mais elétrons de valência.

• Na – 1s2 2s2 2p 6 3s 1

• Al – 1s2 2s2 2p 6 3s2 3p 1

• Ti – [Ar] 3d 2 4s2

Elementos de valência variável:

• Fe – [Ar] 3d 6 4s2 passa a Fe (II) – [Ar] 3d 6 e Fe (III) – [Ar] 3d 5

• Cu – [Ar] 3d 10 4s 1 passa a Cu (I) – [Ar] 3d 10 e Cu (II) – [Ar] 3d 9

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÍONS

SÍMBOLOS, FÓRMULAS E MOLÉCULAS

• O símbolo identifica e representa o elemento químico.

• Moléculas – Reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si, que podem ser do mesmo elemento (O2, H2, Cl2) ou de diferentes elementos (HCl, C6H12O6).

• Cada molécula tem uma fórmula química, que indica os átomos constituintes da molécula e a proporção em que eles são encontrados (coeficiente estequiométrico).

• Fórmula Molecular

– Fórmula química que constitui a notação que usa símbolos atômicos e índices numéricos para as proporçõs relativas dos átomos dos diferentes elementos na molécula.

– Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4.

• Fórmulas Mínimas

– Fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula.

– Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4.

Moléculas e Fórmulas Químicas

Moléculas e Compostos Moleculares

Moléculas e Fórmulas Moleculares

Desenhando as Moléculas

A fórmula estrutural fornece a conectividade entre átomos individuais

na molécula.

ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS

Átomo Neutro – Número de elétrons é igual ao número de prótons.

Um átomo, no entanto, pode adquirir carga positiva ou negativa, que se dá pelo ganho ou pela perda de elétrons na região extra-nuclear.

Quando um átomo (ou molécula) perde elétrons, ele adquire carga positiva, e é chamado de cátion.

O raio de um cátion é sempre menor que o raio do átomo neutro de onde ele provém.

Espécies químicas que perdem elétrons sofrem um processo denominado oxidação. Al Al3+ + 3e- (perdeu 3 e-) Na Na+ + 1e- (perdeu 1 e-) Fe Fe2+ + 2e- (perdeu 2 e-) Fe Fe3+ + 3e- (perdeu 3 e-)

• Quando um átomo (ou molécula) ganha elétrons, ele adquire carga negativa, e é chamado de ânion.

• O raio dos ânions serão sempre maiores do que os raios dos átomos de onde eles provêm.

Espécies químicas que ganham elétrons sofrem um processo denominado redução. Cl + 1e- Cl- (ganhou 1 e-) O + 2e- O2- (ganhou 2 e-) N + 3e- N3- (ganhou 3 e-) S + 2e- S2- (ganhou 2 e-)

• Um átomo (ou molécula) pode perder (ou ganhar) mais de um elétron.

• Em geral, elementos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions, ao passo que elementos não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions.

• Previsão das Cargas Iônicas – O número de elétrons que um átomo perde (ou ganha) está relacionado com a sua posição na tabela periódica.

Previsão das Cargas Iônicas

Tendem a perder elétrons.

Tendem a ganhar

elétrons.

Estruturas Eletrônicas de Pontos

As estruturas eletrônicas de pontos são as representações abreviadas da estrutura do átomo (notação ou estrutura de Lewis). Indicam somente os elétrons de valência.

Exemplos: Na C Ar

Estruturas de Kekulé – Fórmulas estruturais de traços.

Formação dos Íons e Tabela Periódica: O número de elétrons de valência de um elemento pode ser obtido a partir da Tabela Periódica - ele é igual ao número do grupo do elemento.

H He

Li Be … B C N O F Ne

Na Mg … Al Si P S Cl Ar

Etc.

• Cátions: Os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n:

Li (1s2 2s1) Li+ (1s2)

Fe ([Ar]3d6 4s2) Fe3+ ([Ar]3d5)

• Ânions: Os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) F- (1s2 2s2 2p6)

Os compostos iônicos são geralmente sólidos, com pontos de fusão elevados (maiores que 1000oC). Tendem a ser solúveis em solvente polares (água) e, em geral, são denominados sais.

Exemplos: KCl, LiF, NaI, NaCl.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÍONS

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Elétrons de Valência – As reações químicas são conseqüência da perda, ganho, compartilhamento ou rearranjo dos elétrons de valência.

O que mantêm os átomos unidos são as ligações químicas. Os elétrons de valência que não são usados nas ligações são

chamados elétrons não ligantes ou pares isolados de elétrons. As primeiras explicações sobre as ligações químicas foram propostas

por Lewis e Kössel. Os átomos são considerados estáveis quando o seu nível mais alto de energia se encontra preenchido, apresentando oito elétrons – gases nobres – exceção He (1s2).

Quando o átomo não possui oito elétrons no seu nível de valência, ele

pode perder, ganhar ou compartilhar elétrons com outros átomos de modo a alcançar uma estrutura mais estável (de menor energia potencial).

REGRA DO OCTETO – Tendência de os átomos nas moléculas terem oito

elétrons nas respectivas camadas de valência.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

As ligações químicas podem ser classificadas em: a). Ligações Iônicas – Formadas pela transferência de um ou mais

elétrons de um átomo para o outro, gerando íons de cargas opostas, que se atraem mutuamente (atração eletrostática).

Exemplos: Na + Cl Na+ + Cl – (NaCl)

Cl

Mg + Cl Mg2+ + Cl – (MgCl2)

b). Ligações Covalentes – Formadas a partir de átomos com

eletronegatividade semelhante, através do emparelhamento de elétrons, a fim de obterem a configuração de um gás nobre (regra do octeto).

Exemplos: Cl + Cl Cl Cl (Cl2)

H H

H + N + H H – N – H (NH3)

• Ligações Covalentes Coordenadas – Quando se formam ligações entre átomos em que ambos doam um elétron, temos:

A + B A : B

A ligação covalente coordenada é a ligação formada quando os dois elétrons da ligação provêm de um mesmo átomo:

A + : B A : B

A ligação covalente coordenada não é essencialmente diferente de outras ligações covalentes, envolve o compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos.

Exemplo: NH4+

• Ligações Múltiplas – É possível que os átomos compartilhem mais de um par de elétrons. Assim, uma ligação dupla é uma ligação covalente na qual dois átomos compartilham dois elétrons. A ligação tripla é uma ligação covalente na qual dois átomos compartilham três pares de elétrons.

Exemplos: O + C + O O=C=O (CO2)

C C Etileno

C C Acetileno

• Ligações Covalentes Polares, Apolares e Eletronegatividade

Uma ligação covalente polar é uma ligação covalente na qual a nuvem

eletrônica se encontra distorcida na direção do elemento mais

eletronegativo.

H : H H : Cl : Na+ : Cl : -

Covalente Covalente Iônica

apolar polar

Compostos Iônicos

Não existem moléculas de NaCl facilmente identificáveis na rede iônica, portanto, não se pode usar fórmulas moleculares para descrevermos substâncias iônicas.

Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre

substâncias.

Compostos Iônicos

• Considerando a formação do Mg3N2:

• O magnésio perde dois elétrons para se transformar no íon Mg2+.

• O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar no íon N3-.

• Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e

ganhos deve ser igual.

• No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só

pode receber elétrons de três em três.

• Conseqüentemente, o Mg precisa perder 6 elétrons (2 x 3) e o N

precisa ganhar esses 6 elétrons (3 x 2).

• Isto é, 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg2+ (totalizando 3 x

2+ cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N3- (totalizando

2 x 3- cargas).

• Portanto, a fórmula é Mg3N2.

• A nomenclatura de compostos é dividida em compostos orgânicos (aqueles que contêm C) e compostos inorgânicos (o resto da tabela periódica).

• Os cátions formados a partir de um metal têm o mesmo nome do metal.

– Exemplo: Na+ = íon de sódio.

• Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é indicada entre parênteses no nome.

– Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II).

• Os cátions formados de não-metais têm a terminação -io.

– Exemplo: NH4+ íon amônio.

Nomeclatura de Compostos Inorgânicos

A lei da periodicidade afirma que, quando os elementos são dispostos pelos seus números atômicos (Z), as propriedades físicas (raio atômico, energia de ionização, afinidade ao elétron) e químicas (ligações químicas) variam periodicamente.

Ou seja, as semelhanças nas propriedades periódicas dos elementos são uma conseqüência da semelhança nas configurações eletrônicas da camada de valência.

Raio Atômico – É a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos. É uma medida comparativa, normalmente obtida a partir do raio covalente.

Quando o elemento não forma compostos moleculares, os raios atômicos são estimados com base na distribuição eletrônica.

O tamanho do átomo é determinado pelos seus elétrons mais externos (mais afastados do núcleo).

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

DETERMINAÇÃO DO RAIO ATÔMICO

Em um mesmo período (n iguais), o aumento do número de elétrons

(externos) e de prótons (núcleo), aumenta a atração entre o núcleo do

átomo e os elétrons, diminuindo o tamanho raio atômico.

A medida que

os períodos

aumentam, os

orbitais

atômicos se

tornam

maiores,

aumentando o

tamanho do

raio atômico.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO (EI)

• Em geral, os elétrons estão posicionados de tal maneira nas camadas e subcamadas, que a energia total do átomo seja a menor possível.

• Os íons positivos (cátions) se formam pela remoção de um ou mais elétrons de um átomo, e energia de ionização (EI) é definida como a energia (kJ/mol) necessária para retirar um elétron de um átomo em fase gasosa.

• A remoção de um elétron de um átomo aumenta a força de atração entre o núcleo (+) e os elétrons restantes.

• A segunda energia de ionização é sempre maior que a primeira, pois o elétron é removido de um íon de carga positiva, enquanto na primeira EI, o elétron é removido de um átomo neutro.

Aumenta a energia de ionização (com o aumento de Z)

Aumenta a energia de ionização (elétrons mais distantes do núcleo)

COMPARAÇÃO ENTRE RAIO ATÔMICO E RAIO IÔNICO

A dimensão do raio iônico irá depender se o íon considerado é

um cátion (íon positivo) ou um ânion (íon negativo).

COMPARAÇÃO DO RAIO ATÔMICO E RAIO IÔNICO

AFINIDADE AO ELÉTRON (ELETRONEGATIVIDADE)

É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo em fase

gasosa.

Nos halogênios, o elétron adicionado ocupa a última vaga no orbital p.

F – [He] 2s2 2p5 passa a [He] 2s2 2p6

No oxigênio (O) e no enxofre (S), os elétrons ocupam as duas vagas do

orbital p.

S – [Ne] 3s2 3p4 passa a [Ne] 3s2 3p6

Vermelho indica os elementos mais abundantes nos sistemas vivos.

Azul indica os próximos cinco elementos mais abundantes.

Verde indica os elementos necessários em micro-quantidades.

ELEMENTOS NECESSÁRIOS AOS ORGANISMOS VIVOS

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