QUI109 – QUÍMICA GERAL (Ciências...

QUI109 – QUÍMICA GERAL(Ciências Biológicas)

6ª aula / 2016-2

(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)

Prof. Mauricio X. Coutrim

18/02/2015 Mauricio X. Coutrim

MODELO ATÔMICOJ. Dalton – a matéria é formada por átomos / as inúmeras substâncias

são constituídas de átomos de poucos elementos.

J. J. Thomson – o átomo contém cargas. Os elétrons apresentam massa

(9,10.10-28 g) e a carga negativa (1,60.10-19 C).

E. Rutherford – no núcleo há prótons (carga +) e nêutrons (carga 0) com

massa igual a 1,67.10-24 g (> 99,9% da massa do átomo) mas com

pequeno volume (фátomo≈10-8 cm; фnúcleo≈10-12 cm).

N. Bohr – os elétrons ocupam regiões com energias bem definidas em

torno do núcleo / tendem a ocuparem sempre regiões de menores

energias /podem absorver energia quantizada ocupando uma região de

maior energia (ver https://en.wikipedia.org/wiki/File:Bohr_atom_animation_2.gif).


Visão atual do átomo• Número atômico, Z, representa o número de prótons de um átomo. Átomos com

mesmo Z pertencem ao mesmo elemento químico (símbolo X).

• Número de massa, A, é a soma da quantidade de prótons e de neutros do núcleo de um átomo.

• Isótopos, são átomos do mesmo elemento (Z) com diferentes números de massa (A), assim, têm diferentes números de nêutrons.

• Isóbaros, são átomos de elementos diferentes (Z) com mesmo número de massas (A).

• Isótonos, são átomos de elementos diferentes (Z) com mesmo número de nêutrons (n)

• Átomos neutros, não apresentam carga residual (no p = no é) com o mesmo o número de prótons e elétrons não apresentam carga residual (átomos neutros).

• Íons, são espécies [átomo(s) de um único elemento ou de vários] que apresentam carga residual (no p ≠ no é).

Notação do elemento atômico: AXZ

OU

Z

X (NA TABELA PERIÓDICA)

A


O parte eletrônica do átomo• Princípio da Incerteza de Heisenberg, o elétron é definido como partícula ou

como onda, dependendo da situação.

• Orbital, local de maior probabilidade de se encontrar o elétron. Cada orbital

comporta no máximo dois elétrons, mas com mS diferentes (pareados).

• Formas dos orbitais, são diferentes dependendo de sua energia (s, p, d, f, etc).

• Números quânticos, são quatro diferentes para cada elétron num átomo e

designa a sua localização (energia).

• Principal (n), são os níveis de energia (qualquer inteiro > 1) / K=1, L=2, M=3, etc.

• Azimutal (l), são os subníveis de energia (qualquer inteiro entre 0 e n-1) / s=0,

p=1, d=2, etc.

• Magnético (ml), diferencia orbitais com mesma energia (qualquer inteiro entre –l

e +l) / no subnível l=2, haverá 5 orbitais, ml=-2, ml=-1, ml=0, ml=+1, ml=+2.

• Spin (mS), diferencia os dois elétrons de um orbital (pode ser +½ ou -½).


O parte eletrônica do átomo• Cada elétron em um átomo pode ser definido exatamente com quatro

números quânticos!

• Princípio de Exclusão de Pauli: Dois elétrons no mesmo átomo não poderá ter os quatro número quânticos iguais.

Regra de Hund: num mesmo subnível os orbitais são semipreenchidos com elétrons de mesmo mS e somente então são preenchidos com elétrons de mS diferentes (pareados)


A energia dos elétrons no átomo

O diagrama de Linus Pauling

Representação dos orbitais com diferentes energias


Distribuição eletrônica e Tabela Periódica

Fonte: http://besttemas.com.br/dicas-de-tabela-periodica-para-imprimir-e-baixar-para-estudo-de-quimica/, consultado em 24/01/17

Grupo ou Família

Período


Distribuição eletrônica e Tabela Periódica

Fonte: http://saberenemquimicaefisica.com.br/wp/tabela-periodica/, consultado em 24/01/17

http://saberenemquimicaefisica.com.br/wp/tabela-periodica/

25/01/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim

Propriedades Periódicas

Tamanho de

átomos e íons:

raios e

volumes

atômicos e

iônicos

9


Propriedades Periódicas Energia de Ionização (I) / Potencial de Ionização

10

Gráfico com as

primeiras

energias de

ionização

(se requer mais

energia para a

retirada do

segundo

elétron e assim

por diante)


Propriedades Periódicas Afinidade Eletrônica (c) ou Eletroafinidade

11

c é a energia

adquirida pelo

átomo ao lhe ser

adicionado um

elétron

(c mede a atração do

átomo pelo elétron).

Gráfico com as energias de afinidade eletrônica


LIGAÇÃO QUÍMICA

É a força que mantém átomos e/ou íons unidos nas

estrutura químicas das substâncias

Há três tipos principais de ligação química:

1. Ligação iônica (forças eletrostásticas)

2. Ligação covalente (compartilhamento eletrônico)

3. Ligação metálica (mar de elétrons /superposição de orbitais

atômicos)


LIGAÇÃO IÔNICA

A LIGAÇÃO IÔNICA é a força eletrostática que

mantém unidos dois íons com cargas opostas:

ânion (-) e cátion (+).

Metais (baixa energia de ionização) tendem a

formarem cátions

Não metais (alta afinidade eletrônica) tendem a

formarem ânions


LIGAÇÃO IÔNICA

Os metais que têm a maior tendência de

formar cátions são os metais das famílias dos

alcalinos (IA) e dos alcalino-terrosos (IIA)

Os não-metais que têm a maior

tendência de formar ânions são os não-

metais da família dos halogênios (VIIA)


LIGAÇÃO IÔNICA

Exemplo:

NaCl

(sal de cozinha)


LIGAÇÃO IÔNICA

Estrutura de Lewis: Representa os elétrons da camada de

valência dos átomos e íons. P. ex., Cl, NaCl e Al2S3

Cl

1s 2s 2p 3s 3p

Cl (Z=17) :

CAMADA DE VALÊNCIA n=3


LIGAÇÃO IÔNICARegra do Octeto: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até atingirem oito elétrons na camada de valência (configuração de um gás nobre / condição de menor energia / ns2 np6 = 8 elétrons = octeto).Exemplos: Mg, Mg2+, Cl e Cl-.

Mg (Z=12) :

1s2 2s2 2p6 3s2

Mg

_ 2 e- 1s2 2s2 2p6

octeto

Mg2+

_ 2 e-Mg2+

Cl (Z=17) :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl

+

+

1 e-

1 e-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cl

Cl -

_

octeto


LIGAÇÃO IÔNICAEnergia (entalpia) de rede: Energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos (representa a força/magnetude da ligação)

A variação da entalpia (energia, DHf) para a formação de um composto iônico (NaCl) é a energia da reação das espécies elementares [Na(s) e Cl2(g)] para formar o sólido iônico [NaCl(s)].Na(s) + Cl2(g) → NaCl(s) ; DHf = -410,9 KJ/mol (exotérmica)

Energia de rede :NaCl(s) → Na(g) + Cl2(g) ; DHrede = +788 KJ/mol (endotérmica)


Energia (entalpia) de rede: Ciclo De Born-Haber

Fonte: https://en.wikipedia.org/wiki/Born-Haber_cycle, consultado em 24/jan/17

= DHrede

Exemplo: Obtenção da Energia de Rede (DHrede) do LiF

https://en.wikipedia.org/wiki/Born-Haber_cycle

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