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UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA QUIMICA BASICA Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S. J. dos Campos - Dutra

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Estrutura atômica Modelos atômicos Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S. J. dos Campos - Dutra

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 1. Histórico • • • 450 a. C. - Leucipo A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores. 400 a. C. - Demócrito Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai atomismo grego. 1808 - Dalton Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897. 1891 - Stoney Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa. 1897 - Thomson Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron. 1905 - Einstein Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc 2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante. do

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • • • Modelo atômico 1909 - Millikan Determinação da carga do elétron. 1911 - Rutherford O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. 1913 - Bohr Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. 1916 - Sommerfeld Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de 1920 - Rutherford Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a carga positiva. Previsão de existência do nêutron. 1932 - Chadwick Descoberta do nêutron. energia. unidade de

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 2. Introdução: O que é um modelo atômico ? • É uma tentativa de imaginar (visualizar) o átomo. Sendo o átomo a menor estrutura da matéria. Se entendermos o átomo, entenderemos melhor o mundo. 2. 1 Modelo Atômico de Dalton (John Dalton – 1803) • Toda a matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos; • Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados e nem divididos; • Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 2. 1 Modelo Atômico de Dalton (John Dalton – 1803) • • • As transformações químicas constituem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos; Compostos químicos são formados de dois ou mais elementos em uma razão fixa; Com estes 5 itens Dalton conseguiu comprovar as seguintes observações. A conservação de massa nas reações químicas e que as substâncias têm composição bem definida. O átomo de Dalton teria uma forma esférica e maciça.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 2. 2 Modelo Atômico de Thomson (J. J. Thonson – 1898) • Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em experiências realizadas com gases e que mostraram que a matéria era formada por cargas elétricas positivas e negativas, modificou o modelo atômico de Dalton; • Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas distribuídas, ao acaso, na esfera; • A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente neutro; • O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como "pudim com passas". elétrons

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 2. 3 Modelo Atômico de E. Rutherford ou Nuclear (E. Rutherford – 1911). • Para chegar a essas conclusões Rutherford e seus colaboradores bombardearam lâminas de ouro com partículas a (2 prótons e 2 nêutrons) utilizando a aparelhagem esquematizada acima; • Rutherford observou que a grande maioria das partículas atravessava normalmente a lâmina de ouro que apresentava aproximadamente 10 -5 cm de espessura. Outras partículas sofriam pequenos desvios e outras, em número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam. O caminho seguido pelas partículas a podia ser detectado devido as cintilações que elas provocavam no anteparo de sulfeto de zinco;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 2. 3 Modelo Atômico de E. Rutherford ou Nuclear (E. Rutherford – 1911). • Em 1911, Ernest Rutherford, utilizando os fenômenos radiativos no estudo da estrutura atômica, descobriu que o átomo não seria uma esfera maciça, mas sim formada por uma região central, chamada núcleo atômico, e uma região externa ao núcleo, chamada eletrosfera; • No núcleo atômico estariam as partículas positivas, os prótons, e na eletrosfera as partículas negativas, os elétrons.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Modelo atômico 2. 4 Modelo Atômico de BOHR ( Bohr, 1913). O modelo de Bohr se baseia nos seguintes postulados: • O elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulares de energia constante (estados estacionários), também chamadas camadas ou níveis energéticos; • Por absorção de uma quantidade suficiente de energia, o elétron pode passar para uma nova órbita mais afastada do núcleo; • Por emissão desta energia absorvida o elétron poderá retornar a uma órbita mais próxima do núcleo (menor energia), mas nunca abaixo de sua órbita de origem (estado fundamental); • As diferenças de energia entre as várias órbitas correspondem às energias da luz associadas às linhas espectrais emitidas pelo átomo. O elétron ao retornar á sua camada libera energia na forma de “luz”. O elétron ao receber energia suficiente “pula” de camada.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1 Lista de Exercícios 1) A palavra átomo é originária do grego e significa indivisível, ou seja, segundo os filósofos gregos, o átomo seria a menor partícula da matéria que não poderia ser mais dividida. Atualmente essa idéia não é mais aceita. A respeito dos átomos, é verdadeiro afirmar que: 01. 02. 04. 08. 16. 32. não podem ser desintegrados; são formados por, pelo menos, três partículas fundamentais; possuem partículas positivas denominadas elétrons; apresentam duas regiões distintas, o núcleo e a eletrosfera; apresentam elétrons, cuja carga elétrica é negativa; contêm partículas sem carga elétrica, os nêutrons. 2) Dalton, Rutherford e Bohr propuseram, em diferentes épocas, modelos atômicos. Algumas características desses modelos são apresentadas abaixo: modelo I: Núcleo atômico denso, com carga positiva. Elétrons em órbitas circulares. modelo II: Átomos maciços e indivisíveis. modelo III: Núcleo atômico denso, com carga elétrica positiva. Elétrons em órbitas circulares de energia quantizada. A associação modelo/cientista correta é: a) b) c) d) e) I/Bohr , II/Dalton , III/Rutherford I/Dalton , II/Bohr , III/Rutherford I/Dalton , II/Rutherford , III/Bohr I/Rutherford , II/Bohr , III/Dalton I/Rutherford , II/Dalton , III/Bohr

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1 a Lista de Exercícios 3) Considerando a experiência de Rutherford, assinale a alternativa falsa: a) A experiência consistiu em bombardear películas metálicas delgadas com partículas alfa. b) Algumas partículas alfa foram desviadas do seu trajeto devido à repulsão exercida pelo núcleo positivo do metal. c) Observando o espalhamento das partículas alfa, Rutherford concluiu que o átomo tem densidade uniforme. d) Essa experiência permitiu descobrir o núcleo atômico e seu tamanho relativo. e) Rutherford sabia antecipadamente que as partículas alfa eram carregadas positivamente. 4) Quais são os experimentos utilizados por cada modelo? 5) Relacione as características atômicas com os cientistas que as propôs: I. Dalton II. Thomson III. Rutherford ( ( ( ) ) ) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”. Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar. Criou um modelo para o átomo semelhante ao “Sistema solar”.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Estrutura atômica II Modelo atômico atual Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S. J. dos Campos - Dutra

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Matéria 1 - Matéria: é tudo que ocupa lugar no espaço e tem massa. A matéria é formada de partículas denominadas átomos; átomos • A ausência de matéria é o vácuo; • Denomina-se corpo qualquer porção limitada de matéria, ex barra de ferro, um cubo de gelo, etc. . . ; • Denomina-se objeto todo corpo que, devido à sua forma, se presta a determinada finalidade ou uso, como uma faca, cadeira, etc. . . ;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Resumo modelo atômico Para chegar no modelo atual atômico, vários pensadores embasaram seus pensamentos até chegar na configuração atual do átomo.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Resumo modelo atômico Vídeo 1

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Átomo: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar um elemento químico; • Até hoje são conhecidos mais de 110 tipos diferentes de átomos que, combinado entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo tipo de matéria existente; Do que é constituído o átomo?

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Átomo O átomo é constituído de: Núcleo prótons (p) (carga +) nêutrons (n) (sem carga) Eletrosfera elétrons (é) (carga (-), distribuídos em 7 camadas ou níveis energéticos). Esses níveis foram caracterizados através do modelo atômico de Rutherford – Bohr

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Átomo Dimensão do átomo: eletrosfera de 10. 000 a 100. 000 maiores que seu núcleo;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Átomo Numero de massa (A): é a soma do numero de prótons (Z) e de nêutrons (N) existente num átomo; A = Z + N Ex: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. O número atômico é 11 e o número de massa é 23. A = 11 + 12 = 23 11 Na N = A – Z = 23 – 11 = 12 nêutrons • De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu SÍMBOLO, seu número atômico (Z) e seu número de massa (A)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Átomo Importante: a carga do próton tem a mesma intensidade que a carga do elétron. Portanto, como número de prótons = número de elétrons o átomo é um sistema eletricamente nulo; Numero atômico (Z): é numero de prótons existentes no núcleo de um átomo Z = p; • Sua representação é feita da seguinte maneira: Numero atômico 11 Na , 8 O , 4 Be , 1 H; Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico. Ex: Exemplo: o elemento hidrogênio é o conjunto de átomos de número atômico igual a 1.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4. Molécula Massa atômica: indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que 1/12 do átomo de carbono (escolhido como padrão); Ex: Na = 23 u. O u corresponde a 1, 660. 10 -24 g ou 1, 660. 10 -27 kg Molécula: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar uma substância química pura. É constituída de um ou mais elementos. Ex : H 2 O: H 2 SO 4 etc. . ; Massa molecular: é a soma de todas as massas atômicas dos átomos que constituem um elemento químico ou uma molécula e é expresso em u. Ex: elemento Na = 23 u Ex: substancia Na. Cl Na = 23 u e Cl = 35, 5 u massa molar = 23+35, 5 = 58, 5 u

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 5. Íons: É a espécie química que tem o número de prótons diferente do número de elétrons; • Lembrando que o átomo possui o número de prótons igual ao número de elétrons, portanto é considerado neutro; • Quando um átomo por algum motivo perde sua neutralidade elétrica, ele passa a ser denominado íon; • A única maneira de um átomo se transformar em um íon é ganhando ou perdendo elétrons;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 5. Íons • Para se tornarem estáveis na configuração eletrônica, os átomos podem perder ou ganhar elétrons na ultima camada que se transformam em íons: • Quando um átomo ganha elétrons, ele fica com excesso de carga negativa, ou seja, torna-se um íon negativo: Ganham-se elétrons anions (-) Ex: Cl-1, NO 3 -1 monovalentes Cr. O 4 -2, CO 3 -2 bivalentes PO 4 -3 trivalente • Quando um átomo perde elétrons, ele fica com excesso de carga positiva, ou seja, torna-se um íon positivo: Perdem-se elétrons cátions (+) Ex: Na+1 monovalente Cu+2 bivalente Al+3 trivalente

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • • • 6. Dimensão do átomo Carga elétrica: Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas presentes num átomo; Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas principais características são: Unidade de massa atômica: Massa do próton e nêutron é praticamente 2. 000 vezes maior do que a massa do elétron; A massa de um átomo está praticamente concentrada numa região extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico; Massa do átomo mais pesado conhecido é da ordem de 4. 10 -22 g;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 6. Dimensão do átomo Um próton pesa aproximadamente: 0, 0000000000001673 gramas Um nêutron pesa aproximadamente: 0, 0000000000001675 gramas Um elétron pesa aproximadamente: 0, 00000000000000911 gramas

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 7. Isótopos, Isóbaros e Isótonos Comparando-se dois ou mais átomos, podemos observar algumas semelhanças entre eles A depender da semelhança, teremos para esta relação uma denominação especial

35 37 Cl 17 A = 35 A = 37 Z = 17 N = 18 N = 20 Estes átomos possuem o mesmo número atômico e diferentes números de nêutrons, conseqüentemente, números de massa diferentes

35 37 Cl 17 A = 35 A = 37 Z = 17 N = 18 N = 20 Átomos que possuem mesmo número atômico e diferentes números de massa são denominados de ISÓTOPOS

1 1 H 2 1 3 H 1 H hidrogênio 1 hidrogênio 2 hidrogênio 3 monotério deutério tritério hidrogênio leve hidrogênio pesado trítio Somente os isótopos do hidrogênio possuem nomes especiais

Os demais isótopos são identificados pelo nome do elemento químico seguido do seu respectivo número de massa 12 6 C carbono 12 13 6 C carbono 13 14 6 C carbono 14

40 40 20 19 Ca K A = 40 Z = 20 Z = 19 N = 20 N = 21 Átomos que possuem mesmo número de massa e diferentes números atômicos sãonúmero denominados de Estes átomos possuem o mesmo de massa e diferentes números atômicos ISÓB ROS A

40 39 20 19 Ca K A = 40 A = 39 Z = 20 Z = 19 N = 20 Estes átomos possuem o mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de massa

40 39 20 19 Ca K A = 40 A = 39 Z = 20 Z = 19 N = 20 Átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de massa são denominados de ISÓTO NOS

23 11 Na + E = 10 16 8 O 2– E = 10 20 10 Ne E = 10 Possuem mesmo NÚMERO DE ELÉTRONS (E) ISOELETRÔNICOS são espécies químicas que possuem mesmo número de elétrons

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos: é o conjunto de 4 números que identificam um elétron de um átomo. Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron. 1. Número quântico principal (n): Identifica o nível de energia do elétron; • • A eletrosfera é dividida em 7 partes chamada camadas eletrônicas ou níveis de energia ; Do núcleo para fora estas camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. • Os elétrons de um átomo são colocados, inicialmente, nas camadas mais próximas do núcleo

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos • Atualmente, esses níveis são identificados pelo chamado número quântico principal (n) que é um numero inteiro (varia de 1 a 7). 2. Número quântico secundário (l): Identifica o subnível de energia do elétron. • Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível; • Esses subníveis são identificados pelo chamado numero quântico secundário ou azimutal (l) que assume valores de 0, 1, 2, 3 que são designados pelas letras s, p, d, e f respectivamente.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos 3. Número quântico magnético (m): Identifica o orbital (orientação no espaço) do elétron. • • É a região do espaço onde é máxima a probabilidade de se encontrar um determinado elétron. Nesse diagrama, cada orbital e representado simbolicamente por um quadradinho. Através que os subníveis s, p, d, f contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 orbitais; Essas orbitais nessas condições são identificados pelo chamado número quântico magnético (m) e são exemplificados como:

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos 3. 1 Princípio de exclusão de Pauli: • • Em um mesmo orbital encontraremos, no máximo, 2 elétrons com spins opostos; Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais; Em um mesmo orbital os elétrons possuem SPINS opostos 3. 2 Regra de Hund: • Coloca-se um elétron em cada orbital, da esquerda para a direita e, quando todos os orbitais tiverem recebido o primeiro elétron é que colocamos o segundo elétron, com sentido oposto

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos 4. Número quântico de spin (s): Identifica o spin (rotação do elétron) • • • Cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta, no máximo, dois elétrons; Os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos criando campos magnéticos que repelem ou atraem. Essa rotação é chamada de número quântico spin (s) cujos valores são:

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos Estudos sobre as energias dos subníveis, mostram que: • • O cientista LINUS PAULING criou uma representação gráfica para mostrar a ordem CRESCENTE de energia dos subníveis; Esta representação ficou conhecida como DIAGRAMA DE LINUS PAULING

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos Diagrama de Linus Pauling

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 8. Números quânticos

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2 Lista de Exercícios 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) 8) Do que é constituído o átomo ? Que sabe a respeito das dimensões do átomo e do núcleo? Quais são as partículas fundamentais conhecidas até o presente? Um átomo de número atômico Z e número de massa A: a) tem A nêutrons. b) tem A elétrons. c) tem Z prótons. d) tem A – Z nêutrons. e) tem Z elétrons. O átomo constituído de 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons, possui número atômico e número de massa igual a: a) 17 e 17 b) 17 e 18 c) 18 e 17 d) 17 e 35 e) 35 e 17 O que é massa atômica, molecular, elemento químico, substancia química ? O que são íons? Quais são os íons positivos e negativos? Somando-se todas as partículas (prótons, nêutrons e elétrons) de um átomo de 28 Ni 59 com as do átomo de 201, o total de partículas será: 80 Hg a) 281. b) 158. c) 368. d) 108. e) 360.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2 Lista de Exercícios 9) Um átomo genérico X apresenta a seguinte estrutura: O número de massa deste átomo é igual a: a) 13. b) 14. c) 26. d) 27. e) 40. 10) O átomo de telúrio (Te) possui 52 elétrons e 75 nêutrons. O seu número atômico e o número de massa são, respectivamente: a) 52, 52. b) 52, 127. c) 127, 52. d) 52, 75. e) 127, 52.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2 Lista de Exercícios 11) Quais são os subníveis que forma a camada eletrônica L? 12) Quais são os subníveis que podem existir no nível energético de número quântico principal (n) igual a 4 ? 13) Encontre os 4 números quânticos para os seguintes elementos químicos: Mg (Z= 12); Ni (Z= 28); Cl (Z= 17); 14) Através dos 4 números quânticos, qual elemento químico é representado: a) n = 4 b) n = 3 c) n = 3 l = 1 l = 2 m = 0 m = +1 s = + ½

15) Dados os átomos: I) 80 Br 35 II ) 80 Kr 36 0 0 I e II são isótopos. 1 1 II e IV são isóbaros. 2 2 I e IV são isótonos. 3 3 II e IV são isótopos. 4 4 III e IV são isóbaros 81 Br 35 III ) IV ) 81 36 Kr (I) Br ( II ) Kr ( III ) Br ( IV ) Kr A = 80 Z = 35 A = 80 Z = 36 A = 81 Z = 35 A = 81 Z = 36 N = 45 N = 44 N = 46 N = 45

16) (Vunesp) O elemento químico B possui 20 nêutrons, é isótopo do elemento químico A, que possui 18 prótons, e isóbaro do elemento químico C, que tem 16 nêutrons. Com base nessas informações, pode-se afirmar que os elementos A, B e C apresentam, respectivamente, números atômicos iguais a: a) 16, 16 e 20. b) 16, 18 e 20. c) 16, 20 e 21. d) 18, 16 e 22. e) 18, 18 e 22. 18 A 38 B 18 N = A = 20 Z + N 18 + 38 38 N Z Z Z C = = 16 A–N 38 – 16 22

17) Conhecem-se os seguintes dados referentes aos átomos A, B e C: B tem número atômico 15 e número de massa 30, sendo isótopo de C. A tem número atômico 14 e é isóbaro de B. A e C são isótonos entre si. Qual o número de massa de C? isótonos isóbaros 30 14 A 30 15 isótopos B 15 C N = A – Z N = 16 N = 30 – 14 A = Z + N N = 16 A = 15 + 16 A = 31

04) Sabendo que os elementos x+5 M 5 x + 4 e x+4 Q 6 x + 2 são isóbaros, podemos concluir que seus números atômicos são, respectivamente: a) 7 e 6. isób. Aros b) 14 e 6. c) 14 e 7. d) 2 e 2. e) 28 e 14. 5 x + 4 x+5 14 7 M 6 x + 2 Q x+4 M 14 Q 6 6 x + 2 = 5 x + 4 6 x – 5 x = 4 – 2 x = 2

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica Histórico Propriedades periódicas Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S. J. dos Campos - Dutra

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 1. Introdução • A medida que os químicos foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo novos elementos químicos, foram sentindo necessidade de organizar esses elementos de acordo com as suas características ou propriedades químicas. 2. Um breve histórico • A história da Tabela Periódica começa com a descoberta de alguns elementos químicos; • Elementos como o ouro (Au), a prata (Ag) o chumbo (Pb) ou o mercúrio (Hg) já eram conhecidos desde a antiguidade; • A primeira descoberta de um elemento novo ocorreu em 1969 quando Henning Brand, um alquimista alemão, descobriu o fósforo.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 2. Um breve histórico • Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a ideia de agrupar os elementos em três - tríades. Essas tríades tinham propriedades químicas muito semelhantes. LIMITAÇÕES: Apenas se aplicava a alguns elementos • Em 1863, Chancourtois propôs uma nova organização: sobre um cilindro desenhou uma hélice, que o dividia em 16 partes e dispôs os elementos sobre a curva por ordem crescente do valor da massa atômica. LIMITAÇÕES: A representação era muito complexa e apenas era válida até ao Cálcio • Em 1864, John A. R. Newlands foi sugerido que os elementos químicos eram ordenados em sete colunas por ordem crescente dos valores das massas atômicas. O oitavo elemento é uma espécie de repetição do primeiro (Lei das oitavas). LIMITAÇÕES: Adequa-se apenas aos primeiros 16 elementos

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 2. Um breve histórico • Em 1869 Mendeleiev, enquanto escrevia um livro de química inorgânica, criou um conjunto de cartas com a informação relativa a cada elemento. Ao tentar encontrar uma relação entre as propriedades dos elementos, cria uma tabela onde mantém a ordenação dos elementos químicos ordenados por ordem crescente dos valores das massas atômicas. LIMITAÇÕES: Deixa espaços para elementos ainda desconhecidos. • Em 1913 Henry G. J. Moseley, demonstra que a carga do núcleo do átomo é característica do elemento químico e se pode exprimir por um número inteiro. Designa esse número por número atômico e estabelece a lei periódica em função deste, que corresponde ao número de prótons que o átomo possui no seu núcleo. Portanto temos agora a lei periódica atual. LIMITAÇÕES: A representação era muito complexa e apenas era válida até ao Cálcio

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 3. Lei periódica atual (Moseley): Quando os elementos químicos são agrupados em ordem crescente de número atômico (Z), observa-se a repetição periódica de várias de suas propriedades.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 4. Interpretação da tabela: pode-se interpretar a tabela com suas respectivas propriedades tanto na posição vertical (períodos ou séries) ou horizontal (família ou grupos). 4. 1 Período ou series: O número do período corresponde à quantidade de níveis (7 camadas) que os elementos químicos apresentam.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 4. 2 Grupo ou famílias: Os elementos químicos estão organizados na tabela em 18 colunas verticais que são chamadas de grupos ou famílias. Elementos de uma mesma família apresentam propriedades químicas semelhantes e possuem a mesma configuração eletrônica em sua camada de valência (última camada).

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 4. 4. Famílias: Dessas famílias tem algumas que possuem nomes especiais. Família A: Constituem a parte mais alta da tabela. A numeração se inicia com 1 A e continua até o zero ou 8 A Famílias dos metais alcalinos (subnível s) => Família 1 A Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio, Frâncio; Famílias dos metais alcalin. Terrosos (subnível s) => Família 2 A Berílio, Magnésio, Cálcio), Estrôncio, Bário, Rádio; Famílias dos calcogênios (subnível p) => Família 6 A Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio, Polônio; Famílias dos halogênios (subnível p) => Família 7 A Flúor, Cloro, Bromo, Iodo, Astato; Famílias dos gases nobres (subnível p)=> Família zero Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio, Xenônio, Radônio. * O elemento H (Hidrogênio) não é considerado metal alcalino. Pode ser encontrado tanto na coluna 1 A (mais comum) como na 7 A.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica Família B: Constituem a Parte baixa da tabela. Note que a numeração se inicia com 3 B e vai até 8 B, para depois aparecer 1 B e 2 B Elementos eletrônica elementos de transição (Subníveis d): são elementos químicos cuja a distribuição em ordem crescente de energia, termina num subnível d. São todos os do grupo ou família B (1 B, 2 B, 3 B, 4 B, 5 B, 6 B, 7 B, 8 B). Elementos de transição interna ( Subníveis f ): são elementos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, terminam num subnível f. São os Lantanóides(Lantanídios) e os Actinóides (Actinídios). Estão todos na família 3 B, sexto e sétimo período respectivamente.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 5. Metais: são elementos que apresentam um, dois ou três elétrons na sua camada de valência (última camada). Representam aproximadamente dois terço da tabela.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 6. Ametais ou não metais: são elementos que possuem cinco, seis ou sete elétrons na última camada. Existem apenas 11 elementos classificados como ametais.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 7. Semi-metais: são elementos que apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. Por isso, ao se combinarem com outros elementos podem se comportar como metais ou ametais. São em números de sete

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 8. Gases nobres: são elementos que possuem oito elétrons em sua camada de valência (exceto o He, que possui 2). São gasosos em condições ambientes e tem como principal característica a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinarem com outros elementos. É a última coluna da tabela Periódica.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: Família 1 A

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: Família 2 A

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: Família 3 A

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: subleveis

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA FARMÁCIA Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: subleveis

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Ligação Química Iônica Covalente Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S. J. dos Campos - Dutra

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Introdução 1. 1 Ligação Química • É qualquer interação que leve à associação de átomos em moléculas, íons, cristais e outras espécies estáveis que compõem as substâncias comuns; • Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Uma propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável de sucesso para uma ligação química é sua geometria; • Geometrias moleculares são de considerável importância para o entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há um elo entre ligação e reatividade química.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Introdução 1. 2 Estrutura de Lewis • Os químicos Walther Kossel (1888 -1956) e G. N. Lewis (1875 -1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou -se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares. 1. 3 Teoria eletrônica da valência • Surgiu a idéia de valência como sendo “a capacidade de um átomo ligarse a outros”; Ex: H (monovalente), O (bivalente), C (tetravalente).

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Introdução 1. 3 Teoria eletrônica da valência • Através do diagrama de Pauling e dos números quânticos é possível identificar a valência nos átomos de todos os elementos químicos caracterizando sua ligação química;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Introdução 1. 3 Teoria eletrônica da valência • Lewis e Kossel chegaram uma explicação lógica para as uniões entre átomos constatando que os átomos dos gases nobres tem sempre oito elétrons na ultima camada eletrônica (octeto eletrônico) por isso são considerados inertes (pouca tendência a se unirem entre si ou outros. átomos); • Com essa hipótese dos gases nobres (numero máximo de elétrons na ultima camada) verificaram que os demais átomos, ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons na última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre chamado regra do octeto (estabilidade na última camada). 1. 4 Regra do octeto • Tendência de todos os átomos adquirirem estabilidade (equilíbrio) na última camada, ou seja, de adquirir oito elétrons no nível mais externo; • Surgem dai os três tipos comuns de ligações químicas: iônicas, covalentes e metálicas.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica 2. 1 Introdução • É a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo entrega definitivamente um, dois ou mais elétrons a um outro átomo; IÔNICA: caracterizada pela transferência de elétrons. A ligação iônica ocorre: METAL e AMETAL HIDROGÊNIO • Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com de eletronegatividade > 1, 7. • Os átomos dos metais possuem 1, 2 e 3 elétrons na sua ultima camada e • estão dispostos a perdê-los; Já os átomos de não metais possuem 5, 6 e 7 elétrons na ultima camada e estão dispostos a receber elétrons para satisfazer a regra do octeto;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica 2. 1 Tabela de eletronegatividade

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica Eletronegatividade: É a tendência que possui o átomo do elemento químico em atrair elétrons. Cresce de acordo com a eletronegatividade do elemento químico. letropositividade: É a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica ex: Na. Cl: 11 Na 17 Cl (ultima camada) = 7é elétrons do de menor distribuição eletrônica Na (ultima camada) = 1é e Cl na ligação química. O átomo mais eletronegativo arranca os eletronegatividade. 2. 2 Representação gráfica • onde os sinais x representam exatamente os elétrons mais externos e é chamado de notação de Lewis. Tendo cargas opostas, cátions e os anions se atraem e se mantêm unidos pela ligação iônica.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica • De uma forma geral a reação não envolve apenas dois átomos, mas sim um número enorme de átomos como mostra a figura seguinte:

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica 2. 3 Determinação da fórmula de um composto iônico

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica 2. 3 Determinação da fórmula de um composto iônico UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral x C A y

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica Ex 2: Al 2 O 3

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Ligação iônica 2. 4 Propriedades dos compostos iônicos • • São sólidos nas condições ambientes; São duros e quebradiços; Possuem altos P. F. e P. E. ; Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ); • Formam retículos cristalinos; • A maioria dos compostos são solúveis em água. Ponto de ebulição: • Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição; • Quanto mais “esférica” for a molécula, menor será seu ponto de ebulição, já que as forças de Van der Waals são mais eficientes quanto maior for a superfície de contato;

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente 3. 1 Introdução • É a união entre átomos, estabelecidas por meio de pares de elétrons, de modo que cada par seja formado por um elétron de cada átomo. Nesse caso, chama-se covalência ao número de pares de elétrons compartilhados; • Denomina-se eletronegatividade a tendência que um átomo tem de atrair a si os elétrons partilhados. Quanto maior é a diferença de eletronegatividades entre os átomos que se ligam, tanto maior é a polaridade de uma ligação covalente. Ocorre entre: AMETAL e HIDROGÊNIO e HIDROGÊNIO • Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a de eletronegatividade < 1, 7.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente • Encontramos duas formas clássicas da ligação covalente, são elas: ligação covalente normal ligação covalente dativa 3. 2 Ligação covalente normal • É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas; • Somente o compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos • atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas; Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente 3. 3 Classificação da ligação covalente • As ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos. 3. 3. 1 Ligação covalente simples 3. 3. 2 Ligação covalente dupla 3. 3. 3 Ligação covalente tripla

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente Exemplos 1: Hidrogênio 1 H • 1 Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dois átomos participantes da ligação. Exemplos 2: Nitrogênio • Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos: 7 N • 2 - 5 Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. Exemplos 3: Fluor

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente

Ligação Covalente Normal NH 3 (Amônia) 1 H 1 s 1 No final, cada ligação formada por meio de um par eletrônico é representada por um traço contínuo K (1) = 1 2, 2 s 2, 2 p 3 N 1 s 7 K (1) = 2 Ou simplesmente L (2) = 5 O par eletrônico livre fica implícito

Ligação Covalente Normal Outros exemplos CH 4 (Metano) 6 C 1 s 2, 2 p 2 K (1) = 2 L (2) = 4 1 H 1 s 1 K (1) = 1

Ligação Covalente Normal Outros exemplos HCN (Ácido Cianídrico) 2, 2 s 2, 2 p 2 C 1 s 6 K (1) = 2 L (2) = 4 1 H 1 s 1 K (1) = 1 7 N 1 s 2, 2 p 3 K (1) = 2 L (2) = 5

Ligação Covalente Normal Outros exemplos H 2 CO 3 (Ácido Carbônico) Dica: Quando em uma molécula estão presentes o Hidrogênio e o Oxigênio, geralmente eles estão combinados entre si. Dica: Quando houver 2 ou mais oxigênios em uma molécula, dificilmente eles estarão combinados entre si.

Ligação Covalente Normal Outros exemplos HCl. O (Ácido Hipocloroso) 35 Cl 4 s 2, 1 s 2, 2 p 6, 3 s 2, 3 p 6, 3 d 10, 4 p 5 K (1) = 2 1 H 1 s 1 K (1) = 1 8 O 1 s 2, 2 p 4 K (1) = 2 L (2) = 6 M (3) = 18 N (4) = 7

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente 3. 4 Propriedades dos compostos moleculares: • São, em geral, sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); • Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos); • São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em • • meio aquoso (ionização), (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite); A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos; São formados por moléculas.

3. Ligação Covalente 3. 5 Polaridade • Se os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a mesma força; • A molécula assim formada tem o centro de carga positiva igual ao centro de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força, criando-se assim uma polaridade; • Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo. O elemento eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo. • A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • 3. Ligação Covalente Ligação covalente polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex. : HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). • Ligação covalente apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex. : H 2, O 2, N 2.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente 3. 6 Ligação covalente dativa • Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa (“empresta”) entra com os dois elétrons do par compartilhado; • Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação; • Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor. Exemplos 1: Dióxido de enxofre Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de S 2 - 8 - 6 O 2 - 6 16 S e 8 O.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Ligação Covalente 3. 6 Ligação covalente dativa Exemplos 2: Monóxido de carbono • Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).

5. Ligação Intermoleculares

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4 Lista de exercícios

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4 Lista de exercícios 1) Como são classificadas as ligações químicas, explique e dê um exemplo da cada ligação. 2) Faça a distribuição eletrônica dos elementos sódio (Na) e cloro (Cl) e mostre: a) quantos elétrons apresentam na última camada dos dois elementos; b) mostre a notação de Lewis; c) que tipo de ligação ocorre neste tipo de composto? 3) Qual é o tipo de ligação química que ocorre no composto dióxido de enxofre (SO 2), mostre a representação eletrônica (Lewis) e estrutural (Kossel). 4) O que é ligação covalente dativa? Dê um exemplo? 5) Dados algumas fórmulas estruturais abaixo, qual apresenta eletrosfera iguais aos gases nobres? (Faça a fórmula eletrônica (Lewis) para cada). 6) Faça a distribuição eletrônica das seguintes substâncias a partir das fórmulas moleculares, mostre as fórmulas estruturais e eletrônicas. a) SO 2 b) N 2 c) CO d) HCN e) CO 2 f) O 2

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Eletronegatividade e Polaridade Geometria Molecular Forças Intermoleculares Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S. J. dos Campos - Dutra

Eletronegatividade Polaridade

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA B 2

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Eletronegatividade 1. 1 Introdução • Será que uma molécula, quando próxima a outra, influencia em alguma coisa? A resposta é positiva, como você pode ver nos artigos "Solubilidade em água" ou mesmo "Eletronegatividade". O fato de moléculas - e átomos - possuírem campo magnético faz com que haja influência de uma nas outras. Vamos tentar explicar melhor essa questão. 1. 2 Eletronegatividade • • A Eletronegatividade de um átomo, , é definida como uma medida da habilidade de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para si. Esse parâmetro foi proposto por Linus Pauling na década de 1930 e, permitiu decidir se uma ligação é polar, qual átomo tem carga parcial negativa, qual átomo tem carga parcial positiva e se uma ligação é mais polar que a outra.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Eletronegatividade 1. 2 Eletronegatividade • • O elemento que apresenta a maior eletronegatividade é o flúor, = 4, 0, e o elemento que apresenta a menor eletronegatividade é o césio, = 0, 7. As eletronegatividades aumentam da esquerda para a direita ao longo de um período e diminuem grupo abaixo.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Eletronegatividade 1. 2 Eletronegatividade

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 3 Determinação do Caráter de uma Ligação A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: • • • Se a diferença for próxima a zero ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual) Se a diferença for de O e inferior a 1, 7 ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual) Se a diferença for superior a 1, 7 ligações iônicas (rompimento da ligação covalente tornando iônica )

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 3 Determinação do Caráter de uma Ligação

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA H H Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA H Cl CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 4 Calculo do momento dipolo

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Ligações apolares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ) igual a zero (ou muito próximo de zero):

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Ligações polares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ) diferente de zero:

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Ligações covalente: HCl Para o cloreto de hidrogênio, = 3, 0 -2, 1 = 0, 9. Logo, a ligação é melhor descrita como covalente. A ligação H-Cl é polar, com o H adquirindo uma carga parcial positiva e Cl uma carga parcial negativa (H +-Cl -). Ligações ionica: Cs. F Para o fluoreto de césio, = 4, 0 -0, 7 = 3, 3. Logo, a ligação é melhor descrita como iônica (Cs+F-).

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular • • A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo: VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( ) Teoricamente, a determinação da polaridade de uma molécula é feita pela soma dos vetores de polarização de todas as ligações da molécula. + e - designam cargas parciais (delta) dipolo da ligação. A seta aponta para a direção de crescimento da densidade eletrônica (de menor para maior eletronegatividde)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular • A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo:

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Ligações Covalente apolar: CO 2 - =3, 5 O 1= 1, 0 + = 2, 5 - =3, 5 C O linear 2 = 1, 0 = 2 - 1 =1, 0 - 1, 0 = 0, 0 Linear= seus vetores momento dipolar se anulam ( = 0)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Ligações Covalente polar: HCN - =2, 1 H 1= 0, 4 + = 2, 5 - =3, 5 C N linear 2= 1, 0 = 2 - 1 =1, 0 -0, 4 = 0, 6 (menor que 1, 7) Linear= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Ligações Covalente polar: H 20 1= 1, 4 - =3, 5 Angular sempre polar Elétrons livres o 2= 1, 4 H H + =2, 1 = 2 - 1 = 3, 5 -2, 1 = 1, 4 (menor que 1, 7) Angular= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA O H A resultante das forças é H diferente de ZERO A molécula da água é POLAR

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Trigonal plana Ligações Covalente apolar: BCl 3 Cl B - = 3, 0 Cl + = 2, 0 simetria = apolar - = 3, 0 Cl - = 3, 0 Angular= seus vetores momento dipolar se anulam ( = 0)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos: Trigonal plana Ligações Covalente apolar: BCl 3 I B - = 3, 0 Cl + = 2, 0 não simétrico = polar - = 2, 5 Cl - = 3, 0 Angular= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0)

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Polaridade Molecular 1. 5 Exemplos:

Geometria Molecular

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Geometria molecular Definicação: Ø É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. Ø Dependendo dos átomos que a compõem. Ø As principais classificações são: linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica. Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer: Diferença de eletronegatividade Polaridade das moléculas

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Geometria molecular Polaridade das moléculas • Para decidir se uma molécula é ou não polar, devemos observar 2 aspectos: Diferença de eletronegatividade Geometria molecular Ligação covalente e polaridade Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade. Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga positiva para negativa Polaridade das moléculas Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula. Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Geometria molecular

Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES O C O Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR O H H Se o átomo central “A” possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR

Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL F F B F Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA Cl N Cl Cl Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA Cl Cl Cl

Estas moléculas terão uma geometria BIPIR MIDE TRIGONAL moléculas do PCl 5

Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA moléculas do SF 6

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Geometria molecular H Diatômica H H APOLAR Cl POLAR O triatômica O C O APOLAR = SIMETRIA H H POLAR

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Geometria molecular Cl tetratômica B Cl I Cl B Cl Cl APOLAR = SIMETRIA POLAR N tetratômica H H H POLAR

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Geometria molecular Cl pentatômica Cl C B Cl Cl APOLAR = SIMETRIA Cl C Cl POLAR Cl

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Forças Intermoleculares

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Ligação Intermoleculares 1. Força intermolecular • • Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força intermolecular. Essas forças variam de intensidade, dependendo do molécula (polar ou apolar) e, no caso das polares, polares elas são. tipo da de quão Observação importante: • A • teoria cinética dos gases assume que a distância entre as moléculas é tão grande que não existe força de atração entre elas. Em estado líquido e sólido as moléculas estão muito próximas e a força atrativa pode ser observada.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Ligação Intermoleculares Vamos ver então como são as forças quando aproximamos: 1. 1 Forças de Van der Walls • As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os principais tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo induzido e de London. É extremamente complicado explicar matematicamente, via mecânica quântica, estas interações. Porém, pode-se descrevê-las de forma qualitativa, considerando-as como forças de atração eletrostáticas, como será feito a seguir. a) Íon x dipolo (ion x molécula polar): É a força mais forte e sua magnitude pode ser compatível a de uma ligação covalente.

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Ligação Intermoleculares b) Dipolo–dipolo (molécula polar x molécula polar): Ocorre entre moléculas polares da mesma substância ou de substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é muito conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo-permanente. c) Dipolo induzido (Molécula polar x molécula apolar): ocorrem porque moléculas polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação desse tipo é uma interação fraca. Essas interações são responsáveis, por exemplo, pela solubilidade de gases como o O 2 (apolar) em água.

Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha + – + – +

Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento – H H Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Ligação Intermoleculares d) Força de London (Molécula apolar x molécula apolar): O movimento dos elétrons permite que, em determinado momento, moléculas apolares consigam induzir um dipolo em sua molécula vizinha e esta, uma vez polarizada, dê seqüência ao efeito. Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz London, que sugeriu que moléculas apolares poderiam se tornar dipolos temporários. Essas forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças de London. 1. 3. 2 Ponte de hidrogênio a) Ligações de hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de forte eletronegatividade (F, O ou N), o hidrogênio forma ligações polares muito fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras moléculas polares, formando uma forte rede de ligações intermoleculares.

Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido H F F H

O H H O H H H O H As pontes de hidrogênio são mais intensas que as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas qu as interações dipolo – dipolo induzido

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Pontes de hidrogênio n Outra consequência importante das pontes de hidrogênio existentes na água é sua alta tensão superficial.

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UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Provas Bimestrais P 1