UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPRITO SANTO

CENTRO UNIVERSITRIO NORTE DO ESPRITO SANTO

DEPARTAMENTO DE CINCIAS NATURAIS

DCN10147 QUMICA INORGNICA I

QUMICA

INORGNICA I

PROF ANA NERY FURLAN MENDES

SO MATEUS/ES

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QUMICA INORGNICA

APRESENTAO

A Qumica Inorgnica uma cincia que se ocupa da investigao experimental e interpretao terica das propriedades e reaes de todos os elementos e seus compostos exceto os hidrocarbonetos e muitos de seus derivados.

Esta apostila foi elaborada com o objetivo de auxiliar os alunos na disciplina DCN Qumica Inorgnica I e na sua elaborao linguagens matemticas complexas foram evitadas, tornando o texto mais acessvel e objetivo. Todos os contedos abordados apresentam um grau de profundidade que atende a necessidade da disciplina. Na elaborao desta apostila foram utilizados alguns textos ou figuras dos seguintes livros:

a) Atkins, P.; Jones, L.; Princpios de Qumica (Questionando a vida moderna e o meio ambiente), Artmed editora Ltda.; Porto Alegre, 2001.

b) Brown, T.L.; LeMay Jr., H.E.; Bursten, B.E.; Burdge, J.R.; Qumica (A cincia central), Pearson Education do Brasil Ltda.; So Paulo, 9 edio; 2005.

c) Kotz, J.C.; Treichel, Jr.; P.M.; Qumica geral e reaes qumicas, Thomson; So Paulo; 5 edio; volumes 1e 2; 2005.

d) Shriver, D.F.; Atkins, P.W.; Qumica inorgnica, Bookman; Porto Alegre; 3 Edio; 2003. e) Benvenutti, E.V.; Qumica inorgnica (tomos, molculas, lquidos e slidos), Editora da

UFRGS; Porto Alegre; 2003.

Alm de textos explicando os assuntos abordados em sala de aula, esta apostila contm listas de exerccios com respostas, para auxiliar os alunos na fixao do contedo.

Os compostos inorgnicos variam dos slidos inicos, que podem ser descritos pelas aplicaes simples da eletrosttica clssica, aos compostos covalentes e aos metais, que so mais bem descritos pelos modelos que tm sua origem na mecnica quntica. Para a racionalizao e a interpretao da maioria das propriedades inorgnicas, usamos os modelos qualitativos baseados na mecnica quntica, como as propriedades dos orbitais atmicos e seu uso para formar orbitais moleculares. Dois tipos de reaes fundamentais ajudam a sistematizar a qumica inorgnica. As reaes de cidos e bases resultantes da transferncia de um prton ou compartilhamento de pares de eltrons e aquela que ocorre pela oxidao e pela reduo.

Finalizando esta apresentao, abaixo se encontra um relato de Shriver e Atkins (2003) sobre o desenvolvimento da qumica inorgnica.

Grandes reas da qumica inorgnica permanecem inexploradas, assim compostos

inorgnicos novos e incomuns esto constantemente sendo sintetizados. A sntese inorgnica exploratria continua a enriquecer o campo com compostos que nos fornecem perspectivas novas sobre estruturas, ligao e reatividade.

A indstria qumica fortemente dependente da qumica inorgnica. Esta essencial para a formulao e o melhoramento de materiais modernos, como catalisadores, semicondutores, guias de luz, dispositivos pticos no lineares, supercondutores e materiais cermicos avanados. O impacto ambiental da qumica inorgnica tambm imenso. Nesse contexto, a funo abrangente dos ons de metal em plantas e animais conduz rica rea da qumica bioinorgnica.

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1) ESTRUTURA ATMICA 400 AC: Demcrito e Leucipo

Por volta de 400 a.C. os gregos propuseram as primeiras idias a respeito da constituio da matria. Demcrito (460 a.C.-370 a.C.) admitiu que qualquer tipo de matria seria formado por pequenas partculas. As partculas s quais Demcrito se referia receberam o nome de tomo (do grego tomo = indivisvel). Vrias consideraes foram feitas a respeito dos tomos, formulando-se assim uma teoria que pretendia explicar o que era observado apoiada apenas em especulaes. De acordo com essas preposies, os tomos de Demcrito deveriam atender s seguintes condies:

Os tomos constituiram toda e qualquer matria; Os tomos seriam qualitativamente iguais, diferindo, apenas, na forma, no tamanho e na

massa.

Para Demcrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos diferentes tipos de tomos, que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores, gerando diferentes corpos, com caractersticas prprias. Os fundamentos de Demcrito para os tomos foram tomando corpo com o passar do tempo. Epicuro (241 a.C. - 270 a.C.) complementou suas idias ao sugerir que haveria um limite para o tamanho dos tomos, justificando assim a razo de serem invisveis.

Acreditava-se que a matria seria constituda de elementos da natureza como fogo, gua, terra e ar, que misturados em diferentes propores resultariam em propriedades fsico-qumicas diferentes.

Leucipo e Demcrito imaginaram que a matria no poderia ser dividida infinitamente, mas partindo-a vrias vezes, chegaramos a uma partcula muito pequena: uma esfera indivisvel, impenetrvel e invisvel. Com a ajuda de Lucrcio, a idia dos filsofos teve rpida propagao.

O modelo atmico de Dalton

O cientista ingls John Dalton, em 1807, criou um modelo que retomava o antigo conceito dos gregos. Ele imaginou o tomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades caractersticas. Dessa forma, todas as transformaes qumicas podiam ser explicadas pelo arranjo de tomos.

Dalton concebeu a existencia de tomos com propriedades diferentes. E, dessa forma, definiu elemento qumico. Os tomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma constituem um elemento qumico. Dalton formalizou seu modelo nos seguintes postulados:

Toda matria constituda por tomos. Esses so as menores partculas que a constituem; so indivisiveis e indestrutveis, e no podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenmenos qumicos.

tomos de elementos quimicos diferentes tm massas diferentes e se comportam desigualmente em transformaes qumicas.

Os tomos de um mesmo elemento qumico so idnticos em massa e se comportam igualmente em transformaes qumicas.

As transformaes qumicas ocorrem por separao e unio de tomos. Isto , os tomos de uma substncia que esto combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira, formando outras substncias. Explica as Leis Ponderais formuladas no sculo XVII.

O modelo atmico de Thomson

Entre 1813 e 1834, um cientista chamado Michael Faraday estudou a relao entre as quantidades de materiais em transformaes qumicas e de eletricidade necessria para realizar essas transformaes. Esses estudos evoluram at que, em 1891, a unidade mais simples de eletricidade foi determinada e denominada eltron.

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O modelo atmico de Rutherford

A partir dessas observaes, Rutherford chegou s seguintes concluses:

Como algumas partculas so refletidas a composio no uniforme; Os eltrons podem at ocupar o volume atmico, mas as cargas positivas esto

concentradas num volume muito pequeno, que denominou de ncleo. O modelo atmico de Niels Bohr e a mecnica quntica

O espectro eletromagntico

Em 1865, James Maxwell estabeleceu que a radiao eletromagntica pode ser descrita por uma equao simples:

A descoberta de partculas com carga eltrica fez com que o modelo atmico de Dalton ficasse superado. Em 1897, Thomson idealizou um experimento para medir a carga eltrica do eltron. Com base em seu experimento, e considerando o tomo eletricamente neutro (com quantidades iguais de partculas positivas e negativas), ele representou o tomo como uma esfera uniforme, de carga positiva, incrustada de eltrons (partculas negativas). Da vem o nome do modelo:"pudim de passas".

Pelo modelo atmico de Rutherford, o tomo constituido por um ncleo central, dotado de cargas eltricas positivas (prtons), envolvido por uma nuvem de cargas eltricas negativas (eltrons).

Rutherford demonstrou, ainda, que praticamente toda a massa do tomo fica concentrada na pequena regio do ncleo.

Em 1908, realizando experincias de bombardeio de lminas de ouro com partculas alfa (partculas de carga positiva, liberadas por elementos radioativos), Rutherford fez uma importante constatao: a grande maioria das partculas atravessava diretamente a lmina, algumas sofriam pequenos desvios e outras, em nmero muito pequeno (uma em cem mil), sofriam grandes desvios em sentido contrrio.

Uma vez que o tomo no possui carga o n prtons = n eltrons, mas a maioria dos tomos possui massas maiores do que seria previsto com base na massa do prton e do eltron. Rutherford sugeriu que os tomos possuem partculas pesadas e neutras. Em 1932 um aluno de Rutherford obteve esta evidncia, batizando esta partcula como nutron.

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= C = Comprimento de onda; = Freqncia; C = velocidade da luz (3,0 x 108 m/s) Em 1900, Max Planck postulou que a energia de uma onda eletromagntica proporcional a sua freqncia: = h = energia; h = constante de Planck (6,625 x 10-34 m2.Kg.s-1); = freqncia

Logo: Quanto maior , menor e mais energia transportada pela radiao mais penetrante a radiao.

Linhas espectrais

Quando a luz branca atravessa um prisma que apresenta diferentes ndices de refrao, ocorre um desdobramento de todas as freqncias. Os pesquisadores da poca verificaram que o desdobramento da luz branca que passa atravs do hidrognio, revelava a ausncia de algumas linhas no espectro. Estas linhas ficaram conhecidas como srie de Balmer.

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Concluso: o hidrognio absorveu energia nas linhas faltantes do espectro.

Cada tomo apresenta seu espectro caracterstico Estas linhas absorvidas so emitidas quando o tomo excitado

De posse de um grande nmero de dados experimentais, obteve-se uma equao que

descreve com preciso as linhas do hidrognio:

Modelo de Bohr

Em 1913, Bohr apresentou um polmico modelo do tomo de hidrognio:

1) o eltron no tomo somente pode ter certos estgios estacionrios de movimento cada um com energia fixa.

3) em qualquer estgio a rbita circular.

4) os estgios permitidos tem momento angular do eltron como um mltiplo inteiro de h/2.

A ENERGIA QUANTIZADA Argumento no Clssico

Mrito do Modelo: - Explica as Linhas Espectrais - Equaes de Bohr permitem calcular o raio de tomos (ex: rH = 0,529 x 10-10 m) - Ousadia de abandonar as Leis da Mecnica Clssica

Falhas: - Modelo adequado somente para sistemas com 1 eltron: H, He+, Li2+ (incluindo a correo devido ao aumento da carga nuclear)

- Falha completamente para tomos polieletrnicos

Onde: RH a constante de Rydberg (1,096776 107 m-1); h a constante de Planck (6,626 10-34 Js); n1 e n2 so nmeros inteiros (n2 > n1).

2) em qualquer estgio o eltron no emite energia, somente quando troca de estgio de mais alta para mais baixa energia emite quantum de energia (E = h.; h.= fton, conceito de Einstein): diferena de energia dos dois estgios eltron s emite ou absorve Energia se trocar de rbita

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Comportamento de onda associado ao eltron

ONDA

Massa e velocidade do eltron

PARTCULA

d) tomos Hidrogenides

Com nas teorias vistas at aqui podemos dizer que os elementos so formados a partir das partculas subatmicas e so diferenciados pelo seu:

Nmero atmico Z = Nmero de prtons Nmero de massa A = Z + N.

Assim o ncleo sempre contm prtons, e todos os ncleos mais pesados que o hidrognio

(H) tambm contm nutrons. Juntos prtons e nutrons constituem a maior parte da massa do tomo.

O nmero de cargas positivas no ncleo exatamente equilibrado por igual nmero de eltrons circundantes, cada um dos quais possui uma carga negativa. O eltron (e-) relativamente mais leve possui cerca de 1/1832 da massa do prton.

O Hidrognio o primeiro e mais simples dos elementos. constitudo por um ncleo contendo um prton e tem, portanto, uma carga positiva, que contrabalanada por um eltron circundante contendo uma carga negativa. Sendo assim, podemos definir tomos hidrogenides como sendo: tomos Hidrogenides: tomos que possuem somente um eltron e assim esto livres de efeitos complexos como repulso eltron-eltron. So positivamente carregados e normalmente referidos como ons. Exemplos: H, He+, Li+2, etc.

Utilizaremos o conceito que estes tomos introduzem para construir uma descrio aproximada das estruturas dos tomos multieletrnicos, que so tomos com mais de um eltron.

A teoria planetria da estrutura atmica proposta por Rutherford e Bohr descreve o tomo como um ncleo central circundado por eltrons situados em certas rbitas. O eltron , pois, considerado como uma partcula. Na dcada de 1920, mostrou-se que partculas em movimento, como os eltrons, comportavam-se em alguns aspectos como ondas.

e) Mecnica quntica

Em 1924, Lowis de Broglie faz uma proposta revolucionria para explicar os argumentos no-clssicos do modelo de Bohr. Ele baseou seu trabalho nas teorias desenvolvidas por Max Planck, Arthur Compton e Albert Einstein.

Para descrever o eltron, de Broglie reorganizou estas equaes, considerando que tanto matria como onda so energias e portanto podem ser igualadas:

= h / (m.v)

Obs.: a equao acima vlida para objetos de massa muito pequena como o eltron, pois para objetos maiores o valor de desprezvel.

Planck estabeleceu que a energia de uma onda eletromagntica proporcional a sua freqncia ():

Compton demonstrou que a luz pode ter um momento associado, mesmo sabendo que o momento era um conceito restrito a matria:

Einstein atravs da teoria da Relatividade, estabeleceu que a matria poderia ser convertida em energia atravs da equao:

= h = hC/

= pC; p = mv = mC2

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Princpio da Incerteza de Heisenberg

Impossvel conhecer simultaneamente, com absoluta exatido, a posio e o momento de uma partcula como o eltron

Para determinar a posio do eltron, preciso localiz-lo com ftons de luz, mas o fton transfere energia para o eltron e altera a sua velocidade e, portanto, sua trajetria.

Ento: O Princpio da Incerteza de Heisenberg afirma que a incerteza na determinao da posio (x) e a incerteza na determinao do momento (p) dada por: x . p h

Logo: impossvel conhecer a trajetria do eltron Falha do Modelo de Bohr

1926: Equao de Schrdinger Modelo Ondulatrio

Erwing Schrdinger usando o postulado de De Broglie, sups que o eltron pode ser considerado uma nuvem eletrnica difusa, do tipo ondulatrio e seu movimento poderia ser representado por uma funo de onda (tal como feito para ondas eletromagnticas). Deduziu uma equao que possibilita relacionar a Energia do eltron e suas propriedades ondulatrias, para o movimento de qualquer eltron de qualquer tomo:

Equao de Schrdinger: E.= h2 / (82m) . 2. + V.

Onde: - = operador Laplaciano (2 / x2 + 2 / y2 + 2 / z2) - m = massa do eltron - h = Constante de Plank - V = energia Potencial do eltron (funo de posio) - E = energia total do eltron (funo de posio) - = funo de onda incgnita da equao

Equao matemtica complicada com soluo difcil: somente tem soluo para certos valores de E, relacionados por nmeros inteiros Teoria d idia da quantizao de Energia, pois somente certos valores de Energia so permitidos aos eltrons.

Ento: Ao resolver a Equao de Schrdinger para um eltron com energia E, obtm-se um valor de em funo das coordenadas x, y, z, ou seja, o resultado uma funo de onda (x,y,z) cujo quadrado ( (x,y,z)2) fornece a probabilidade de encontrar o eltron com energia E no ponto (x,y,z) Cada funo de onda corresponde a certo valor de energia e descreve uma regio do espao, em torno do ncleo, onde um eltron com esta energia tem maior probabilidade de ser encontrado ORBITAL

Um conceito fundamental da mecnica quntica que a matria possui propriedades iguais a de uma onda. Este atributo no normalmente evidente em objetos macroscpicos, mas ele domina a natureza das partculas subatmicas, como o eltron.

Um eltron descrito por uma funo de onda, (psi), que uma funo matemtica das coordenadas de posio x,y e z e do tempo t. Interpretamos a funo de onda usando a interpretao de Born, na qual a probabilidade de encontrar a partcula numa regio infinitesimal do espao proporcional ao quadrado da funo de onda, 2.

Qual significado fsico de ? 2 a expresso matemtica de como a probabilidade de encontrar o eltron varia de lugar para lugar.

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De acordo com essa interpretao, h uma alta possibilidade de encontrar uma partcula onde 2 grande, e a partcula no ser encontrada onde 2 zero.

A quantidade 2 denominada densidade de probabilidade da partcula. Esta densidade significa que o produto de 2 e o elemento de volume infinitesimal dt = dxdydz proporcional probabilidade de encontrar o eltron naquele elemento de volume. A probabilidade igual a 2dt se a funo de onda normalizada, ou seja:

2dt = 1 Esta expresso simplesmente exprime que a probabilidade total de encontrar o eltron em

algum lugar deve ser 1. O Modelo de Schrdinger baseia-se na hiptese do eltron ser descrito como uma onda de

matria e no como uma pequena partcula orbitando o ncleo.

A Equao de Schrdinger descreve corretamente o comportamento de qualquer sistema atmico, descreve o movimento de eltrons com energia quantizada ao redor do ncleo.

Ao resolver a Equao de Schrdinger para um eltron com energia E definida, obtm-se como resposta uma funo de onda associada a um conjunto de trs nmeros chamados NMEROS QUNTICOS.

Cada eltron dentro de um tomo fica completamente descrito por um conjunto de quatro Nmeros Qunticos diferentes:

- 3 destes Nmeros Qunticos (n, l e ml) especificam a funo de onda (x, y, z) associada ao Orbital em que o eltron se encontra.

- o 4 Nmero Quntico (ms) refere-se propriedade magntica do eltron chamada spin.

1) Nmero quntico principal, n: Este o mesmo n de Bohr. medida que n aumenta o orbital torna-se maior e o eltron passa mais tempo mais distante do ncleo.

Especifica o nvel de energia do eltron Especifica o volume da regio do espao onde o eltron se encontra Pode assumir valores de 1 at +

2) Nmero quntico secundrio (ou azimutal), l: Especifica a forma da regio no espao

onde o eltron poder ser encontrado. Esse nmero quntico depende do valor de n. Os valores de l comeam de 0 e

aumentam at n -1 Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3) Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.

3) Nmero quntico magntico, ml: Determina a orientao espacial da regio onde o

eltron poder ser encontrado. Essa regio espacial chamada de orbital. Esse nmero quntico depende de l. O nmero quntico magntico tem valores

inteiros entre -l e +l.

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4) Nmero quntico magntico de spin, ms: Em 1927 os qumicos tericos perceberam que os eltrons interagiam com um campo magntico. Sugeriram que o eltron deveria ter um momento magntico independente do momento angular orbital (ml). Este novo momento angular ficou conhecido como spin ou n quntico magntico de spin.

ms pode assumir dois valores: +1/2 ou -1/2 (os sinais + ou especificam a favor ou contra o campo aplicado)

FORMA DOS ORBITAIS ATMICOS

1) Orbitais s

Todos os orbitais s so esfricos. medida que n aumenta, os orbitais s ficam

maiores. medida que n aumenta, aumenta o nmero de

ns. Um n uma regio no espao onde a

probabilidade de se encontrar um eltron zero. Em um n, 2 = 0 Para um orbital s, o nmero de ns n-1.

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2) Orbitais p

3) Orbitais d e f

Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. Trs dos orbitais d encontra-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. Quatro dos orbitais d tm quatro lbulos cada. Um orbital d tem dois lbulos e um anel.

ORBITAIS E SUAS ENERGIAS

Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Pauling.

medida que n aumenta o espaamento entre os nveis de energia torna-se menor.

Existem trs orbitais p, px, py, e pz. Os trs orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1. Os orbitais tm a forma de halteres. medida que n aumenta os orbitais p ficam maiores. Todos os orbitais p tm um n no ncleo.

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DISTRIBUIO ELETRNICA Uma vez que se conhece a ordem de energia dos orbitais, possvel conhecer a ordem de ocupao destes orbitais pelos eltrons. Mas antes, necessrio conhecer alguns princpios importantes: 1) O princpio da excluso de Pauli: dois eltrons no podem ter a mesma srie de 4 nmeros qunticos. Portanto, dois eltrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.

O significado deste princpio que no mximo h dois eltrons em cada orbital, desde que apresentem spins opostos.

Configurao mxima: s2 p6 d10 f14

2) Regra de Hund: adicionar um eltron por orbital at estar totalmente semi-preenchido, somente depois se acrescenta um segundo eltron.

Quando se tem mais de um orbital com a mesma energia, os eltrons ocupam orbitais separados e possuem spins paralelos. Explicao: O preenchimento de orbitais separados pode ser entendido porque as interaes repulsivas entre os eltrons que ocupam diferentes regies do espao so menores que aqueles onde os eltrons se encontram na mesma regio do espao. A necessidade dos eltrons que ocupam diferentes regies do espao ter spins paralelos conseqncia de um efeito mecnico-quntico conhecida como correlao de spin. Correlao de spin: dois eltrons com spins paralelos tendem a se afastarem mutuamente, e por isso repelindo-se em menor extenso. Alm de obedecer as duas regras acima, os eltrons devem comear a ocupar os orbitais de mais baixa energia.

O nmero de eltrons que devem ser distribudos em um tomo, parte da idia da neutralidade de cargas: n cargas negativas = n cargas positivas. Ou seja, n de eltrons = n de prtons. Sabendo-se o nmero atmico do elemento, sabemos o nmero de prtons presentes e conseqentemente o nmero de eltrons para serem distribudos nos orbitais atmicos. H trs maneiras de se representar a distribuio eletrnica de um tomo:

a) Notao espectroscpica: Li (Z=3) = 1s22s1 C (Z=6) = 1s22s22p2 Ar (Z=18) = 1s22s22p63s23p6

b) Notao de gs nobre:

Li = [He] 2s1 C = [He] 2s22p2 Ar = [Ne] 3s23p6

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c) Notao de caixas de orbitais: (comea a valer a regra de Hund)

ALGUMAS NOMENCLATURAS

Orbitais de valncia: orbitais mais externos ocupados de um tomo. Camada de valncia: contm os orbitais de valncia.

Exemplo: Li 1s2 2s1. Orbitais de valncia = 2s; camada de valncia = 2

Camadas internas: camadas anteriores a de valncia do tomo. Orbitais internos: orbitais das camadas internas dos tomos.

Exemplo: Para o Li. Camada interna: 1. Orbital interno: 1s. Como a camada interna do Li tem configurao 1s2, a mesma do He, ela algumas vezes referida como [He] Camada interna fechada: Quando todos os eltrons internos esto emparelhados. Eltrons de valncia: so os eltrons que ocupam a ltima camada eletrnica de um tomo.

Paramagnetismo: Sempre que um elemento apresentar um ou mais eltrons desemparelhados (orbitais semi-preenchidos) a esse elemento ser atribudo um carter paramagntico Os elementos paramagnticos interagem com campos magnticos, pois h possibilidade de orientao dos spins dos eltrons desemparelhados com o campo externo.

Diamagnetismo: Sempre que um elemento apresentar orbitais completamente preenchidos (todos os eltrons esto emparelhados) ou vazios, a esse elemento ser atribudo um carter diamagntico No h possibilidade de interao com o campo externo, sem violar o princpio de Pauling.

DISTRIBUIO ELETRNICA DOS ELEMENTOS DO BLOCO d E f

A distribuio do escndio (Sc) [Ar] 3d1 4s2 em vez de 4s2 3d1. Isto, porque, os nveis de energia apresentados na seqncia energtica so para orbitais atmicos individuais e no levam em considerao as repulses inter-eletrnicas.

Para a maior parte dos elementos do bloco d as determinaes espectroscpicas dos estados fundamentais (juntamente com clculos detalhados) mostraram que vantajoso ocupar o orbital de maior energia que vem a seguir (o orbital 4s por exemplo). Isto, porque, o preenchimento de orbitais de energia mais elevada pode resultar em uma repulso entre os eltrons menor do que a que ocorreria se os orbitais 3d, de menor energia, fossem ocupados. Em alguns casos, a menor energia total pode ser obtida pela formao de subcamadas d preenchidas ou semi-prenchidas custa de um eltron s. Assim:

Cr [Ar] 3d5 4s1 e no 3d4 4s2 Cu [Ar] 3d10 4s1 e no 3d9 4s2

Um efeito similar ocorre no bloco f onde os orbitais f esto sendo ocupados. Por exemplo, a configurao do Gadolnio (Gd) : [Xe] 4f7 5d1 6s2 e no [Xe]4f6 5d2 6s2.

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2) TABELA PERIDICA

No mundo que nos rodeia encontra-se uma enorme diversidade de materiais e de substncias que os constituem. Mas, a grande variedade de substncias obtm-se a partir de um nmero muito mais reduzido de elementos qumicos que, atualmente, se encontram organizados numa tabela a Tabela Peridica dos Elementos (TP).

A ideia de organizar os elementos qumicos resultou da necessidade que os qumicos sentiram de reunir o mximo de informaes sobre os mesmos da forma mais simples para serem consultadas.

Na antiguidade, j eram conhecidos alguns elementos como o ouro, a prata, o cobre, o ferro, o carbono, o chumbo, o estanho, o mercrio e o enxofre. Os alquimistas descobriram o arsnio, o antimnio e o fsforo.

Os alquimistas seguiam a disciplina que visava o fabrico da pedra filosofal, a substncia capaz de transformar em ouro qualquer matria com a qual fosse colocada em contato, e do elixir da longa vida, que haveria de prolongar a existncia dos que o tivessem tomado. Embora a alquimia no fosse uma cincia experimental, ou seja, os trabalhos eram executados sem recorrer ao mtodo cientfico (forma sistemtica de organizar as coisas), o impulso oferecido por ela foi, em todo o caso, muito grande. Nesta busca incessante, os alquimistas acabaram por descobrir novos elementos e processos teis vida prtica, tais como a destilao e a sublimao.

Em 1669 o alquimista alemo Henning Brand, quando procurava descobrir a pedra filosofal, conseguiu apenas obter fsforo elementar atravs da destilao da urina. Este o primeiro elemento do qual existem registros histricos da sua descoberta.

A partir desta data muitos outros elementos qumicos foram descobertos, tendo, em 1870, o nmero crescido para cerca de 60. Como o nmero de elementos qumicos conhecidos ia aumentando, os cientistas comearam a procurar semelhanas nas suas propriedades e a desenvolver esquemas para a sua classificao.

O primeiro cientista a destacar-se na tentativa de ordenao sistemtica dos elementos foi Antoine Lavoisier, em 1789. Ele agrupou os cerca de 30 elementos j conhecidos em quatro categorias: gases, no metais, metais e elementos terrosos. Quando estudava a substncia elementar correspondente a um dado elemento, no estado slido, e esta tanto apresentava brilho metlico, como era boa condutora da eletricidade, ento constitua um metal. O oxignio, por exemplo, era considerado um gs e a cal um elemento terroso. de salientar que nesta poca os elementos eram colocados ao mesmo nvel da luz e do calor, sendo estes considerados elementos gasosos.

No sculo XIX, ainda muito pouco se sabia acerca dos tomos e no se conheciam as partculas subatmicas, tais como, o prton, o eltron e o nutron. Mas, mesmo neste contexto, os qumicos no desistiam da procura de uma organizao para os elementos qumicos, at porque a classificao de Lavoisier tinha se revelado pouco rigorosa. Os trabalhos que, entretanto surgiam foram, muitas vezes, notavelmente bem sucedidos e ficaram para sempre na histria da cincia.

Muito antes dos conhecimentos atuais sobre a Mecnica Quntica, os qumicos j conheciam algumas propriedades fsicas e qumicas de alguns elementos e reconheciam semelhanas entre tomos de elementos diferentes. Os seus trabalhos baseavam-se no conhecimento das massas atmicas, pois nessa altura j existiam medidas precisas dessa grandeza para muitos elementos. Organizar os elementos de acordo com a sua massa atmica parecia lgico a estes qumicos, visto que entendiam que o comportamento qumico deveria relacionar-se, de certa forma, com essas massas. Nos dias que correm, sabe-se que a massa atmica no a propriedade fundamental de um tomo. O seu valor pode variar de acordo com a abundncia relativa dos

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istopos (tomos diferentes do mesmo elemento que diferem no nmero de nutrons) de cada elemento. No entanto, foi o critrio que serviu de base aos qumicos durante parte do sculo XIX.

Por volta de 1817, o alemo Johann Dbereiner, observou que a massa atmica do estrncio era aproximadamente igual mdia das massas atmicas do clcio e do brio. E, para alm desta curiosidade, ele verificou que estes elementos tinham propriedades qumicas semelhantes. Em 1829, ele volta a fazer observaes similares para outros grupos de trs elementos, como, por exemplo, o ltio, o sdio e o potssio. Assim, ele criou as trades. Cada uma delas era constituda por trs elementos com propriedades semelhantes, organizados por ordem crescente de massa atmica.

Trades de Dbereiner

de notar, que estes agrupamentos esto de acordo com o que se conhece atualmente sobre as propriedades peridicas. Lamentavelmente, muitos dos metais no podiam constituir trades.

Um outro modelo, foi sugerido, em 1862, por Alexandre de Chancourtois, engenheiro e gelogo francs o caracol de Chancourtois. Os elementos encontravam-se dispostos, por ordem crescente de massas atmicas, numa linha helicoidal que recobria uma superfcie cilndrica, de maneira que os pontos que se correspondiam sobre as sucessivas voltas da hlice diferiam em 16 unidades. Os elementos com propriedades semelhantes encontravam-se nesses pontos. Por exemplo, o oxignio, o enxofre, o selnio e o telrio tm, respectivamente, as massas atmicas 16, 32, 79, e 128. Casualmente, estes valores so mltiplos exatos ou prximos de 16. Mas, se algumas partes da hlice tiveram sucesso, outras revelaram-se incorretas. O caso mais relevante diz respeito ao boro e ao alumnio que, como era de esperar, apareciam em conjunto, mas seguiam o nquel, o arsnio, o lantnio e o paldio, que no tm propriedades parecidas com os primeiros.

Chancourtois teve muita satisfao ao noticiar o seu projeto, pois apenas uma das trades de Dbereiner aparecia na sua hlice. At a trade do enxofre deixou de ter qualquer importncia, tendo o trabalho do alemo perdido toda a credibilidade. Apesar do caracol mostrar a existncia de uma periodicidade, revelou-se pouco consistente, o que impediu a sua aceitao. No fosse Chancourtois um gelogo.

Outra tentativa de organizao deveu-se ao ingls John Newlands que, em 1864, estabeleceu a relao a que chamou Lei das Oitavas. Este foi o primeiro qumico a dispor os elementos num quadro com sete colunas, por ordem crescente de massa atmica. Nesta disposio, qualquer elemento tinha propriedades semelhantes s do oitavo elemento que se lhe seguia (por analogia s oitavas da escala musical). Contudo, esta ordem levantava algumas anomalias. Mas, como Newlands tinha conhecimentos muito consistentes a nvel qumico, no receou colocar dois elementos a ocupar a mesma posio na tabela, desde que apresentassem

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propriedades idnticas. Consciente do seu trabalho, ele verificou que a periodicidade no era perfeita e que a lei era inadequada para elementos para alm do clcio.

Apesar de tudo, o seu trabalho foi fortemente criticado e chegou mesmo a ser ridicularizado pela Real Sociedade de Qumica de Londres. S mais tarde, em 1887, depois de se ter constatado que a sua contribuio foi um notvel patrimnio para os trabalhos dos qumicos que se seguiram, que a mesma instituio reconhece o seu trabalho.

Atribui-se a Dmitri Mendeleev, fsico e qumico russo, a origem da organizao da Tabela Peridica atual. Este, ao escrever o livro Principles of Chemistry, procurou um padro que permitisse organizar toda a informao acerca dos elementos. Para tal, fez vrios cartes, um para cada elemento, e analisou vrias disposies dos mesmos. Descobriu uma que tinha por base a repetio regular e peridica das propriedades elementos dispostos numa tabela por ordem crescente de massa atmica, de modo que em cada coluna se encontrassem elementos com propriedades qumicas anlogas. Estava estabelecida a relao entre a massa atmica e as propriedades dos elementos. A figura abaixo mostra a TP proposta por Mendeleev, em 1872.

Tabela peridica proposta por Mendeleev em 1872.

O modelo encontrado revela aspectos positivos em relao aos anteriores. Em primeiro

lugar, ele deixou vrios espaos vazios na tabela para elementos que previa virem a ser descobertos. Esta era a grande novidade e, talvez, a principal causa do elevado sucesso. Pela primeira vez, era possvel prever, de forma bastante exata, as propriedades de muitos elementos que ainda no eram conhecidos. Por exemplo, Mendeleev previu a existncia de dois elementos desconhecidos a que chamou eka-alumnio (eka significa primeiro; ento, o eka-alumnio seria o primeiro elemento sob o alumnio no mesmo grupo) e eka-silcio. Quando, em 1875, o qumico francs, Lecoq de Boisbaudran descobriu o glio, verificou-se que as suas propriedades se ajustavam s previstas para o eka-alumnio; e, passados cerca de 15 anos, quando o alemo Winckler descobriu o germnio, tambm se constatou que tinha exatamente as mesmas

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propriedades do eka-silcio. Estas descobertas sucederam-se ainda durante a vida de Mendeleev, o que lhe mostrou que as suas previses estavam corretas.

Em 1906, Mendeleev recebeu o Prmio Nobel da Qumica. O seu trabalho na classificao peridica dos elementos foi considerado o passo mais importante dado pela Qumica no sculo XIX.

Mendeleev ao desenvolver a sua tabela privilegiou a regra de propriedades semelhantes na mesma coluna. Assim, sentiu a necessidade de reordenar alguns elementos para novas posies. Por um lado, teve de admitir que alguns dos valores que utilizava de massa atmica determinados por Stanislao Cannizzaro estavam incorretos. Deste modo, ele, por exemplo, no hesitou em colocar o berlio no grupo II, acima do magnsio, uma vez que tinham propriedades que se assemelhavam. Inicialmente, o berlio encontrava-se no grupo III, de acordo com o critrio da ordem crescente de massa atmica.

O qumico russo teve ainda que inverter a posio relativa de alguns pares de elementos. No caso do iodo e do telrio, apesar do primeiro ter massa atmica igual a 127 e o segundo igual a 128, o iodo s deveria surgir na tabela depois do telrio.

Embora, Mendeleev tenha efetuado todos estes ajustes, a tabela continuava a apresentar algumas incorrees. Por exemplo, a posio do argnio (39,95 u.m.a.), se fosse estabelecida somente pelo critrio da massa atmica, ocuparia a posio do potssio (39,10 u.m.a.) na Tabela Peridica atual, o que representa uma discrepncia. O argnio, sendo um gs inerte, nunca poderia ser colocado no mesmo grupo do ltio e do sdio, que constituem metais muito reativos.

Na mesma poca, o qumico alemo, Lothar Meyer, mais interessado nas propriedades fsicas dos elementos, tambm estabeleceu uma organizao para eles. Apesar de ter dado o seu contributo, como s apresentou publicamente o seu trabalho passado um ano de Mendeleev ter divulgado a sua tabela, no lhe foi dado muito destaque.

Com a descoberta dos istopos dos elementos, verificou-se que a massa atmica no era o critrio que marcava a periodicidade dos elementos, tal como Mendeleev, Meyer e outros tinham referido. Mostrou-se, ento, que as propriedades dos elementos variavam periodicamente com o nmero atmico.

A experincia que Ernest Rutherford, fsico neo-zelands, realizou, em 1910, permitiu avanar nos conhecimentos sobre a constituio dos tomos. O contnuo progresso no conhecimento das partculas subatmicas, permitiu a Henry Moseley, em 1913, estabelecer o conceito de nmero atmico de um elemento: o nmero de prtons existentes no ncleo do tomo desse elemento. Ele chegou a essa concluso aps realizar experincias que lhe possibilitaram estabelecer uma relao entre os espectros de raios X e o nmero de cargas positivas do tomo dos elementos. Neste contexto, Moseley verifica que as propriedades dos elementos se repetem periodicamente quando estes so colocados por ordem crescente de nmero atmico Lei Peridica de Moseley. Estava dado o grande passo na organizao dos elementos qumicos. Algumas das incongruncias existentes na tabela de Mendeleev podiam agora ser explicadas.

Com o passar do tempo, descobriram-se novos elementos e os qumicos viram-se obrigados a efetuar alteraes na Tabela Peridica. J em 1895, quando o fsico, Lord Rayleigh, descobriu o argnio e o qumico, William Ramsey, descobriu os restantes gases inertes, foi necessrio acrescentar uma nova coluna Tabela Peridica.

A ltima grande modificao na Tabela Peridica resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na dcada de 50. Depois da descoberta do plutnio em 1940, Seaborg descobriu os elementos trans-uranianos desde o nmero atmico 94 at ao 102. Com estes novos elementos, ele reconfigurou a TP, colocando os elementos da srie dos actindeos (elementos de nmero atmico de 90 a 103)

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a seguir srie dos lantandeos (elementos de nmero atmico de 58 a 71), na zona inferior da mesma.

Em 1951, Seaborg recebeu o Prmio Nobel da Qumica e quando se descobriu o elemento de nmero atmico 106 lhe foi dado o nome de seabrgio, em sua homenagem. Muitos outros nomes de qumicos que se destacam na histria da Qumica, encontram-se disfarados como nomes de elementos qumicos na Tabela Peridica atual. de destacar o elemento de nmero atmico 101, o mendelvio. Foi assim batizado para homenagear o trabalho de Mendeleev.

A IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry), organismo que estabelece normas de nomenclatura na rea da Qumica, estabeleceu, recentemente, uma outra recomendao: na Tabela Peridica, a designao dos grupos deve ser feita com a numerao de 1 a 18, utilizando algarismos rabes. Pretende-se uniformizar as diferentes convenes utilizadas at agora (conveno americana e europia) e tornar a sua linguagem universal. Contudo, esta recomendao criou muita discusso na comunidade internacional de qumica, pelo que ainda continuar em anlise durante algum tempo.

A Tabela Peridica atual constituda por 115 elementos conhecidos dispostos, numa matriz quadriculada de linhas e colunas, por ordem crescente de nmero atmico. A cada uma das quadrculas corresponde um elemento qumico. Este est representado pelo seu smbolo qumico e vem acompanhado das suas caractersticas. Uma das informaes presente considerada muito importante a configurao eletrnica. Esta tem origem nos conhecimentos da Mecnica Quntica e permite explicar a ocorrncia peridica das propriedades dos elementos.

A grande utilidade da Tabela Peridica consiste na possibilidade de se poderem prever as propriedades de qualquer elemento qumico, tendo por base o conhecimento das propriedades gerais e das tendncias, dentro de um grupo ou de um perodo.

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TABELAS PERIDICAS MODERNAS

A Tabela Peridica , efetivamente, um instrumento organizador de conhecimentos sobre os elementos qumicos, onde estes esto ordenados por ordem crescente de nmero atmico (Z). Encontra-se organizada em 7 linhas e 18 colunas. Os elementos que pertencem a uma mesma linha dizem-se do mesmo perodo e os que pertencem mesma coluna fazem parte do mesmo grupo.

A tabela peridica est arranjada da seguinte maneira:

a) Perodos: filas horizontais, onde os elementos esto dispostos em ordem crescente do nmero atmico. Os perodos so numerados de acordo com o nmero quntico principal (n) dos eltrons da camada de valncia.

b) Grupos: tambm chamado de famlias. Correspondem as colunas verticais, onde cada

elemento de um grupo possui em comum o nmero de eltrons na camada de valncia.

Cada grupo constitui uma famlia de elementos, s quais se atribui, por vezes, uma designao prpria. Por exemplo, o grupo 1 o grupo dos metais alcalinos, o grupo 2 o dos metais alcalino-terrosos, o grupo 16 o dos calcognios, o grupo 17 o dos halognios e o grupo 18 chamado o grupo dos gases nobres ou inertes.

O hidrognio, primeiro elemento de Tabela Peridica, aquele que tem menor nmero atmico. No entanto, no fcil decidir a sua posio, porque ele tem caractersticas individuais que no podem ser comparadas com os elementos dos outros grupos. Ele aparece muitas vezes colocado no grupo 1, embora no seja um metal. Recentemente, ele tem sido muitas vezes, posicionado de forma solitria, ou seja, sem pertencer a nenhum dos grupos.

Na Tabela Peridica, esquematizada na figura abaixo, observa-se uma linha quebrada. Esta permite classificar os elementos em metais, no metais e semi-metais. Os primeiros encontram-se esquerda da linha, os segundos direita e os ltimos so aqueles que se encontram de cada um dos lados dessa linha. Os semi-metais, em determinadas condies comportam-se como metais, noutras como no metais. Atravs desta diviso, verifica-se que a maior parte dos elementos da TP so metais.

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Ainda possvel estabelecer outra classificao com base na Tabela Peridica: elementos representativos, grupo 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17, e elementos de transio, do grupo 3 ao 11. No grupo 18, como j foi referido, encontra-se os gases nobres e o grupo 12 no tem designao especfica. Os elementos zinco, cdmio e mercrio, nem so elementos representativos, nem metais de transio.

Os elementos de um mesmo grupo tm um comportamento qumico semelhante, exatamente, porque as configuraes eletrnicas tambm o so, especialmente no que diz respeito aos eltrons de valncia (eltrons que se encontram no ltimo nvel de energia). No entanto, necessrio ter ateno quando se prevem caractersticas de elementos para os grupos de 13 a 17. Por exemplo, no grupo 14 verifica-se uma grande alterao nas propriedades qumicas dos elementos. O carbono um no metal, os dois elementos seguintes so semi-metais e o chumbo um metal.

Refletindo sobre as configuraes eletrnicas dos elementos, a Tabela Peridica pode ser dividida em blocos (bloco s, p, d e f), conforme o tipo de orbitais em que se encontram os eltrons de valncia. Os elementos representativos do grupo 1 e 2 constituem o bloco s. O bloco p integra as restantes famlias dos elementos representativos. Pode dizer-se que os elementos representativos so aqueles que tm as orbitais s ou p de maior nmero quntico principal incompletamente preenchida. Quanto ao grupo 18, os elementos pertencem todos ao bloco p,

exceo do hlio, que tem configurao eletrnica 1s2. Os elementos de transio correspondem

ao bloco d. Por ltimo, os elementos de transio interna, isto , as sries dos lantandeos (6 perodo) e dos actindeos (7 perodo) representam o bloco f. de notar que os elementos do bloco f so muito difceis de distinguir, pois, por terem os orbitais f no completamente preenchidos, tm todos propriedades muito similares.

PROPRIEDADES PERIDICAS Carga nuclear efetiva

A carga nuclear efetiva (Zeff) o valor da carga positiva (prtons no ncleo) percebida pelos eltrons de valncia de um tomo.

Esta carga positiva sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos eltrons mais internos neutraliza ou blinda parcialmente a carga positiva do ncleo.

Assim, os eltrons exteriores sentem s uma frao da carga nuclear total.

Salienta-se que em alguns grupos do bloco d a configurao de valncia dos vrios elementos no igual. Apesar disso, os metais de transio apresentam caractersticas muito prprias (apresentam uma orbital d no completamente preenchida) e diversificadas que os distinguem dos outros elementos, como, por exemplo, tm a capacidade de formar compostos com cores fascinantes, tm tendncia para formar complexos e possuem atividade cataltica.

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a) Raio atmico e efeito de blindagem

Esse efeito de blindagem pode ser mais bem entendido comparando diferentes elementos do mesmo perodo da tabela peridica:

Elemento N prtons N eltrons internos N eltrons valncia Na 11 10 1 Cl 17 10 7

Os dois elementos pertencem ao 3 perodo da TP No Na os 10 eltrons internos conseguem quase que neutralizar totalmente a carga positiva

dos prtons, logo o eltron de valncia pouco atrado pelo ncleo e com isto haver um aumento no volume do tomo

No Cl os 10 eltrons internos no conseguem neutralizar os 17 prtons, logo os 7 eltrons de valncia sentiro mais efetivamente a carga nuclear reduzindo as dimenses atmicas.

Concluso: o raio atmico dos elementos diminui em um mesmo perodo medida que aumenta o nmero atmico.

Explicao: Os elementos do terceiro perodo do bloco d so precedidos pelos elementos do primeiro

perodo do bloco f, os lantandeos, nos quais os orbitais 4f esto sendo ocupados. Estes

Ao descermos em um grupo, os tomos aumentam.

Ao longo dos perodos da TP, os tomos tornam-se menores.

Existem dois fatores agindo:

Nmero quntico principal, n a carga nuclear efetiva, Zef

No Grupo: n ( n de camadas), raio atmico No Perodo: n constante, mas aos passarmos de um tomo para o outro aumenta o n de eltrons e tambm o de prtons (efeito de blindagem).

Modificaes importantes nas tendncias gerais

Pode-se observar atravs da tabela que o raio metlico dos elementos do terceiro perodo do bloco d (perodo 6) so muito similares aqueles do segundo perodo, e no maiores, como seria de se esperar com base no fato do nmero de eltrons ser consideravelmente maior. Exemplo: Mo raio metlico = 1,40 W raio metlico = 1.41 A reduo do raio chama-se contrao lantandica.

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orbitais possuem uma pequena capacidade de blindagem e os eltrons, adicionados ao longo do perodo 4f, sentem uma carga nuclear efetiva maior.

Contrao similar encontrada nos elementos posteriores aos do bloco d. Exemplo: Embora haja um substancial aumento no raio atmico do B (0,88 ) para o Al (1,43 ), o raio atmico do Ga (1,53 ) somente pouco maior que o do Al. Este efeito pode ser entendido em termos da pobre capacidade de blindagem dos elementos que o antecede no perodo.

b) Energia de ionizao

A energia de ionizao ou potencial de ionizao, a energia mnima requerida para arrancar um eltron de um tomo no estado gasoso.

No grupo cresce de baixo para cima, medida em que as camadas eletrnicas diminuem Isso significa que o eltron mais externo mais facilmente removido ao descermos em um grupo. No perodo, cresce da esquerda para a direita, acompanhando o crescimento do nmero atmico (Z), o que faz a camada de valncia ficar mais prxima do ncleo Ao longo de um perodo, Zef aumenta, conseqentemente, fica mais difcil remover um eltron. A primeira energia de ionizao, I1, a quantidade de energia necessria para remover um eltron de um tomo gasoso:

Na(g) Na+(g) + e-.

A segunda energia de ionizao, I2, a energia necessria para remover um eltron de um on gasoso:

Na+(g) Na2+(g) + e-.

Quanto maior a energia de ionizao, maior a dificuldade para se remover o eltron.

c) Raio inico

Raio de um tomo que perdeu ou ganhou um eltron. Em geral:

Os ctions deixam vago o orbital mais volumoso e so menores do que os tomos que lhes do origem. Os nions adicionam eltrons ao orbital mais volumoso e so maiores do que os tomos que lhe do origem.

So duas as excees: a remoo do primeiro eltron p e a remoo do quarto eltron p. Os eltrons s so mais eficazes na proteo do que os eltrons p. Conseqentemente, a formao de s2p0 se torna mais favorvel. Quando um segundo eltron colocado em um orbital p, aumenta a repulso eltron-eltron. Quando esse eltron removido, a configurao s2p3 resultante mais estvel do que a configurao inicial s2p4. Portanto, h uma diminuio na energia de ionizao.

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Comparando Li e Li+ No Li+ temos a fora atrativa de 3 prtons sobre 2 eltrons, que se aproximam mais do ncleo (devido atrao eletrosttica) encolhendo o on.

Comprando F e F- No F- h 9 prtons atraindo 10 eltrons. No F- h a intensificao da repulso entre os eltrons expanso para acomodar o eltron extra.

Srie isoeletrnicas medida que a razo entre n de prtons e o de eltrons aumenta, tambm aumenta a atrao eltron-prton e o raio do on diminui.

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

d) Afinidade eletrnica

Afinidade eletrnica ou eletroafinidade a quantidade de energia liberada quando um tomo captura um eltron no estado gasoso. Quanto mais negativa for a energia envolvida na captura do eltron, maior ser a afinidade eletrnica. A afinidade eletrnica pode ser tanto exotrmica (como o exemplo acima) quanto endotrmica.

e) Eletronegatividade

a habilidade relativa que um tomo tem de atrair para si os eltrons envolvidos em uma ligao qumica.

A eletronegatividade de um tomo est intimamente relacionada com o seu raio atmico: quanto menor o raio atmico, maior a atrao que o ncleo do tomo exerce sobre o eltron que

Nos grupos aumenta de baixo para cima Nos perodos aumenta da esquerda para a

direita Anomalias

1) B, C, N, O e F a afinidade eletrnica menor que o esperado 2) 1 AE do C>1 AE do N e 1 AE do Si>1 AE do P 3) AE do S> AE do O 4) AE do F

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vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqncia, essa propriedade tende a crescer na tabela peridica:

Nos perodos: da esquerda para a direita, Nos grupos: de baixo para cima.

Concluso: o elemento mais eletronegativo da tabela o flor.

Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendncia de um tomo em atrair eltrons. Arbitrou para o flor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinados a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo o frncio ( 0,7 ). A eletronegatividade no possui unidade porque um valor relativo.

A diferena na eletronegatividade entre dois tomos uma medida da polaridade de

ligao: As diferenas de eletronegatividade prximas a 0 resultam em ligaes covalentes apolares (compartilhamento de eltrons igual ou quase igual); As diferenas de eletronegatividade prximas a 2 resultam em ligaes covalentes polares (compartilhamento de eltrons desigual); As diferenas de eletronegatividade prximas a 3 resultam em ligaes inicas (transferncia de eltrons).

f) Propriedades ticas Cor

A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transies eletrnicas corresponde aos comprimentos de onda da regio da luz visvel. Cor das Chamas

Como resultado das baixas energias de ionizao, eltrons podem ser excitados facilmente a um nvel energtico mais elevado, como no teste da chama. O calor da chama excita um dos eltrons externos do tomo a um nvel energtico mais alto. Quando o eltron excitado retorna ao nvel energtico original, ele libera a energia adicional absorvida. A energia emitida aparece como luz visvel, provocando a cor caracterstica da chama. caracterstica dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Cor dos compostos e solues

A absoro na regio visvel e UV do espectro so causadas por variaes na energia eletrnica. sempre possvel promover um eltron de um nvel energtico para outro. Contudo, os saltos de energia geralmente so to grandes que a absoro ocorre na regio do UV. Circunstncias especiais podem tornar possveis saltos menores na energia eletrnica que aparecem como uma absoro na regio do visvel. Essas circunstncias podem ser encontradas em ons contendo camadas d ou f incompletas.

Assim, em ons de elementos de transio com um nvel d apenas parcialmente preenchido, ser possvel promover eltrons de um nvel d para outro nvel d de energia maior. Isso corresponde a uma diferena de energia bastante pequena, ocorrendo absoro de luz da regio do visvel. Muitos compostos inicos e covalentes dos elementos de transio so coloridos. J os compostos dos elementos dos blocos s e p so quase sempre incolores.

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3) ESTRUTURA MOLECULAR SMBOLOS DE LEWIS

Constitudo pelo smbolo do elemento (que representa o ncleo e os eltrons internos do tomo) e por pontos (representam os eltrons de valncia) dispostos em torno do smbolo.

Regra do octeto: tomos tendem a ceder, receber ou compartilhar eltrons, at que tenham na camada de valncia oito eltrons como os gases nobres (ou 4 pares de eltrons).

ESTRUTURAS DE LEWIS

As estruturas de Lewis so teis para a compreenso da ligao qumica em muitos compostos e so bastante usadas na discusso das propriedades das molculas.

Regras para desenhar as estruturas de Lewis:

1) Determinar o arranjo dos tomos na molcula, elegendo um tomo central. 2) Somar os eltrons de valncia de todos os tomos. Acrescentar um eltron se a molcula

for um on mono-negativo e retirar um eltron se a molcula for um on mono-positivo. 3) Colocar um par de eltrons entre dois tomos, para formar uma ligao simples. O par de

eltrons ser simbolizado por um trao. 4) Completar o octeto dos tomos ligados ao tomo central, usando os eltrons restantes. 5) Coloque os eltrons que sobrarem no tomo central. 6) Se no existem eltrons suficientes para dar ao tomo central um octeto, fazer ligaes

mltiplas.

EXCEES REGRA DO OCTETO

Molculas com nmero mpar de eltrons: ClO2; NO Molculas nas quais um tomo tem menos que 8 eltrons: BF3, NH3BF3 Molculas, nas quais, um tomo tem mais que 8 eltrons: PCl5, ICl4-

ESTRUTURAS MOLECULARES TEORIA VSEPR

As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atmica: elas nos mostram o nmero e os tipos de ligaes entre os tomos.

A forma espacial de uma molcula determinada por seus ngulos de ligao. Para prevermos a forma molecular, supomos que os eltrons de valncia se repelem e,

conseqentemente, a molcula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulso teoria VSEPR (Valence-Shell Electron Pair Repulsion)

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As geometrias ideais que minimizam a repulso entre os pares eletrnicos so:

Como prever o formato das molculas? 1) Montar as estruturas de Lewis 2) Observar se h ou no pares de eltrons no-ligantes sobre o tomo central

a) Molculas com tomos centrais sem pares de eltrons no-ligantes

Para estas molculas a geometria ser alguma das apresentadas acima, respeitando o nmero de tomos terminais. Ex.: CCl4

b) Molculas com tomos centrais com pares de eltrons no-ligantes

Os pares isolados provocam algumas distores na estrutura e nos ngulos devido ao fato de :

Repulso PI-PI > PI-PL > PL-PL

Quando um par isolado (PI) est presente, os ngulos das ligaes so menores que os previstos pela geometria

Os pares isolados escolhem as maiores localizaes Se todos os locais so iguais em tamanho, os pares isolados sero trans um em relao ao

outro Um par de eltrons isolado ocupa um espao maior do que um par de eltrons ligante

Dependendo do nmero de pares de eltrons isolados que o tomo central possui, a molcula pode ter as seguintes geometrias:

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OBS.: Quando damos nome geometria molecular, focalizamos somente na posio dos tomos.

I) Molculas Trigonal-plana

II) Molculas Tetradricas

OBS.: Ligaes duplas ou triplas so consideradas como ligaes simples para a previso da geometria molecular.

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III) Molculas Bipirmide-trigonal

IV) Molculas Octadricas

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FORMATO MOLECULAR E POLARIDADE

Molculas Polares: se todos os tomos ligados ao tomo central no forem os mesmos, ou se existirem pares de eltrons isolados no tomo central, a molcula geralmente polar. Molculas Apolares: se no existirem pares de eltrons isolados no tomo central ou todos os tomos ligados ao tomo central so iguais, a molcula apolar.

Quando existe uma diferena de eletronegatividade entre dois tomos, a ligao entre eles polar.

possvel que uma molcula que contenha ligaes polares no seja polar.

Por exemplo, os dipolos de ligao no CO2 cancelam-se porque o CO2 linear.

Na gua, a molcula no linear e os dipolos de ligao no se cancelam.

Conseqentemente, a gua uma molcula polar.

A polaridade como um todo de uma molcula depende de sua geometria molecular.

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EXERCCIOS ESTRUTURA ATMICA E MOLECULAR

Estrutura Atmica 1) Uma estao FM opera na freqncia 101,1 MHz (1 MHz = 106 Hz ou ciclos/s). Qual o comprimento da

onda deste sinal em metros? 2) O Oznio protege os habitantes da terra contra os efeitos danosos da radiao ultravioleta (UV)

originria do sol. Esta blindagem mxima para o comprimento de onda 295 nm. Qual a freqncia em hertz desta radiao?

3) Quais os nmeros qunticos usados para descrever um orbital? Que propriedade de um orbital esta

associada a cada nmero quntico? 4) Quais, dentre os seguintes conjuntos, constituem conjuntos vlidos de nmeros qunticos? Explique, no

caso do conjunto invlido, as razes da incorreo. a) n = 2 l = 1 ml = 0 b) n = 6 l = 5 ml = -1 c) n = 4 l = 3 ml = -4 d) n = 3 l = 3 ml = 0

5) Dado o conjunto de nmeros qunticos do eltron mais energtico, no estado fundamental, determine o seu nmero atmico, segundo a conveno estabelecida (ms = ). a) n = 3 l = 2 ml = -1 ms = +1/2 b) n = 5 l = 1 ml = 0 ms = -1/2 c) n = 4 l = 1 ml = -1 ms = +1/2 d) n = 5 l = 1 ml = -1 ms = -1/2 e) n = 4 l = 2 ml = -3 ms = -1/2 f) n = 5 l = 0 ml = 0 ms = +1/2

6) Escreva as configuraes eletrnicas dos seguintes elementos: P, Ni, As, Ba, Rh. Indique o conjunto de nmeros qunticos do eltron mais energtico.

7) Determine o conjunto de nmeros qunticos para o eltron mais energtico, no estado fundamental,

para os tomos com os seguintes nmeros atmicos: 3, 7, 10, 20, 23 e 29. 8) Quais dos seguintes orbitais fazem ou no sentido de acordo com a mecnica ondulatria? Explique

sua resposta: 2d, 6h, 7g, 3f. 9) Quantos eltrons podem ser acomodados no subnvel h? Qual o mais baixo valor de n para uma

camada que tem um subnvel h e quais so os valores de ml permitidos para este subnvel? 10) Escreva as estruturas eletrnicas dos elementos de nmeros atmicos de 20 a 30 e classifique-os em

paramagnticos e diamagnticos, aplicando a regra da multiplicidade mxima de Hund. Indique qual destes elementos exibe maior paramagnetismo.

11) Se os orbitais p so todos ocupados igualmente, a distribuio de carga do tomo esfericamente

simtrica. O mesmo vlido para um conjunto de orbitais d. Um conjunto completamente preenchido ou completamente semipreenchido de orbitais esfericamente simtrico quanto carga. Indique quais das seguintes espcies possuem simetria esfrica de carga: Na, Na+, Al, Zn, N, F, O-2, Cr.

12) Um determinado tomo tem, no estado fundamental, a estrutura eletrnica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.

Baseando-se apenas nessa informao, deduza o seguinte: a) nmero atmico do elemento b) nmero de eltrons na ltima camada c) nmero de eltrons desemparelhados no tomo

13) Explique atravs da combinao dos nmeros qunticos porque o nvel M admite no mximo 18 eltrons.

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Tabela Peridica

1) Coloque os elementos abaixo em ordem crescente de raios atmicos. Explique. a) Al, C e Si b) Al, B, C, K e Na c) Ca, Rb, P, Ge e Sr

2) Compare os elementos Li, K, C e N. a) Qual o elemento possui o maior raio atmico? b) Coloque os elementos em ordem crescente de Energia de Ionizao.

3) As seguintes partculas so isoeletrnicas, isto , tem a mesma configurao eletrnica. Coloque-as em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+.

4) Qual dos seguintes elementos espera-se que tenham Afinidades Eletrnicas mais baixas: P, S, Mg e Cl. 5) Organize os seguintes tomos em ordem decrescente de Eletronegatividade: F, Li, C, Li+. 6) Responda as perguntas formuladas sobre os elementos A e B que tm as seguintes configuraes

eletrnicas: A = [Kr] 5s1 B = [Ar] 4s2 3d10 4p4

a) O elemento A um metal, no-metal ou semimetal? b) Que elemento tem maior Energia de Ionizao? c) Que elemento tem Afinidade Eletrnica mais negativa? d) Que elemento tem tomos maiores?

7) Quais, dentre os ons seguintes, tm existncia pouco provvel? Explique. Cs+, Fe2-, Se5+, I-. 8) A configurao eletrnica de um elemento : [Ar] 4s2 3d2

a) Qual a identidade do elemento? b) Em que grupo e perodo se encontra o elemento? c) O elemento diamagntico ou paramagntico? d) Escreva o conjunto completo dos nmeros qunticos do eltron mais energtico.

9) De que forma se pode explicar a variao da Energia de Ionizao dentro de um grupo? 10) Como se explica a diferena de Energia de Ionizao entre os eltrons s e p do oxignio? 11) Explique a diferena de Afinidade Eletrnica entre os seguintes pares de tomos.

a) Cl e F b) O e F

12) Por que a segunda Afinidade Eletrnica de um elemento sempre uma quantidade endotrmica? 13) Qual o maior on entre os seguintes pares?

a) Li+ e Be2+ b) Li+ e Na+ c) F- e Na+

14) Existem elementos que formam mais de um on positivo. Por exemplo: elemento raio() 1 on raio() 2 on raio() Fe 1,28 Fe2+ 0,76 Fe3+ 0,64 Co 1,25 Co2+ 0,78 Co3+ 0,63 Cu 1,26 Cu+ 0,96 Cu2+ 0,69 .

Explique porque nestes casos o on com maior carga positiva sempre menor.

15) Responda s seguintes questes, levando em considerao a estrutura eletrnica sem consultar a Tabela Peridica: a) Em que grupo ser encontrado:

1 o elemento com Z = 20 2 um elemento cuja camada de valncia contm 2 eltrons s e 2 eltrons p

b) Em que perodo ser encontrado um elemento cujo eltron mais energtico : 1 um eltron 3s 2 um eltron 4p

32

16) Por que o Sr (Z = 38) e o Cd (Z = 48) no pertencem mesma famlia embora sua camada de valncia seja a mesma?

17) Por que a 1 Energia de Ionizao do Mg maior do que a do Na e do que a do Al? 18) Justifique a seguinte afirmao: A primeira Energia de Ionizao do Ar maior do que a primeira

Energia de Ionizao do K, mas a segunda Energia de Ionizao do Ar menor do que a segunda Energia de Ionizao do K.

Estrutura Molecular

1) Quais, entre os elementos seguintes, podem ter mais do que quatro pares de eltrons de valncia? Ou seja, quais podem participar de compostos com cinco ou seis pares de eltrons de valncia? a) C b) P c) O d) F e) Cl f) B g) Se h) Sn

2) Desenhe as estruturas de Lewis de cada molcula seguinte: a) BrF5 b) IF3

3) Quais dos compostos seguintes, em cada par, tm o maior ngulo? Por qu? a) CH4 e NH3 b) OF2 e OCl2 c) NH3 e NF3 d) PH3 e NH3

4) Considere as seguintes molculas: H2O, CO2, CCl4, NH3 e ClF a) Que composto tem ligao mais polar? b) Que compostos da lista so mais polares? c) Que tomo, no ClF, tem carga mais negativa?

5) O tomo de bromo no BrF5 est no plano da base de uma pirmide de base tetragonal. O ngulo entre as ligaes da base da pirmide e a ligao do vrtice da pirmide menor do que 90. Explique estes fatos.

6) Usando a VSEPR prediga a geometria de uma molcula de SF4 e de uma molcula de XeF2. 7) O arsnio, um veneno bem conhecido, pode ser detectado convertendo-se seus compostos para uma

substncia bastante instvel, a arsina (AsH3), que se decompe facilmente sobre a superfcie quente de vidro limpo, onde deposita um espelho de arsnio puro. Qual a forma da molcula AsH3?

8) Faa uma previso de quais molculas so polares: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, BF3, NF3.

GABARITO ESTRUTURA ATMICA E MOLECULAR

Estrutura Atmica 1) 2,97 m 2) 1,017 x 1015 s-1 (Hz) 3) N Quntico Principal n: tamanho e energia do orbital, distncia mdia do ncleo N Quntico Azimutal l: forma e energia do orbital N Quntico Magntico ml: orientao do orbital no espao 4) a) 2p2 ou 2p5

b) 6h5 ou 6h16 c) conjunto no vlido: ml no pode ser = - 4 (mximo ml = -3 a +3) d) conjunto no vlido: l no pode ser = 3 (mximo l = 2)

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5) a) Z = 22 Ti b) Z = 53 I c) Z = 31 Ga d) Z = 52 Te e) conjunto impossvel f) Z = 37 Rb 6) a) [Ne] 3s2 3p3 n = 3 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 b) [Ar] 4s2 3d8 n = 3 l = 2 ml = 0 ms = -1/2 c) [Ar] 4s2 3d10 4p3 n = 4 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 d) [Xe] 6s2 n = 6 l = 0 ml = 0 ms = - 1/2 e) [Kr] 5s2 4d7 n = 4 l = 2 ml = -1 ms = - 1/2 7) a) Z = 3 1s2 2s1 (2, 0, 0, +1/2) b) Z = 7 1s2 2s2 2p3 (2, 1, 1, +1/2) c) Z = 10 1s2 2s2 2p6 (2, 1, 1, -1/2)

d) Z = 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4, 0, 0, -1/2) e) Z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (3, 2, 0, +1/2) f) Z = 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (3, 2, 2, -1/2)

2d: n = 2 e l = 2: no faz sentido; valor mximo de l (n-1), portanto pode ser no mximo l = 1 6h: n = 6 e l = 5; faz sentido, pois l pode variar de o at 5 7g: n= 7 e l = 4; faz sentido, pois l pode variar de 0 at 6 3f: n = 3 e l = 3; no faz sentido; valor mximo de l (n-1), portanto pode ser no mximo l = 2 subnvel h: l = 5

ml = -5, -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 (11 orbitais) podem ser acomodados at 11x2 = 22 eltrons l varia de 0 at (n-1): se l = 5 (n-1), ento n mais baixo n = 6 (6 camada)

10) Z = 20 4s2 Diamagntico Z = 21 4s2 3d1 Paramagntico (1 eltron desemparelhado) Z = 22 4s2 3d2 Paramagntico (2 eltrons desemparelhados) Z = 23 4s2 3d3 Paramagntico (3 eltrons desemparelhados) Z = 24 4s1 3d5 Paramagntico (6 eltrons desemparelhados) mais paramagntico Z = 25 4s2 3d5 Paramagntico (5 eltrons desemparelhados) Z = 26 4s2 3d6 Paramagntico (4 eltrons desemparelhados) Z = 27 4s2 3d7 Paramagntico (3 eltrons desemparelhados) Z = 28 4s2 3d8 Paramagntico (2 eltrons desemparelhados) Z = 29 4s1 3d10 Paramagntico (1 eltrons desemparelhados) Z = 30 4s2 3d10 Diamagntico 11) Na: [Ne] 3s1 simetria esfrica Na+: [Ne] simetria esfrica Al: [Ne] 3s2 3p1 simetria no esfrica Zn: [Ar] 4s2 3p10 simetria esfrica N: [He] 3s2 3p3 simetria esfrica F: [He] 3s2 3p5 simetria no esfrica O2-: [He] simetria esfrica Cr: [Ar] 4s1 3d5 simetria esfrica 12) a) Z = 14 b) 4 eltrons c) 2 eltrons desemparelhados 13) M: n = 3 ento l = 0, 1, 2 (3 subnveis) l = 0 (s) 1 orbital 2 eltrons l = 1 (p) 3 orbitais 6 eltrons l = 2 (d) 5 orbitais 10 eltrons TOTAL de eltrons no nvel M: 18

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Tabela Peridica

1) a) C < Si < Al b) C < B < Al < Na < K c) P < Ge < Ca < Sr < Rb 2) a) K tem maior raio b) K < Li < C < N 3) Mg2+ < Na+ < Ne < F- < O2- 4) Menor AE: Mg e Maior AE: Cl 5) Li < Li+ < C < F 6) A = Rb B = Se

a) Metal bloco s b) Se c) Se d) Rb

7) Fe2-: Fe metal e tem baixa AE dificilmente forma nions Se5+: Grupo 16 alto PI dificilmente perde 5 eltrons

8) a) Ti b) grupo 4 e perodo 4 c) [Ar] 4s2 3d2 Paramagntico d) (3, 2, -1, +1/2) 9) Grupos: aumenta com a diminuio de nveis de energia

Perodos: aumenta com a diminuio do raio e o aumento da Carga Nuclear Efetiva (Zef)

O: 1s2 2s2 2p4 Os eltrons s tm maior PI por dois motivos: 1) a remoo de eltrons p representam : 1 PI, 2 PI, 3 PI e 4 PI enquanto a remoo de eltrons s representa 5 PI e 6 PI. Sabe-se que 1 PI < 2 PI < 3 PI. 2) os eltrons s tem menor energia que os eltrons p e, portanto, sempre ser mais difcil remove-los

11) a) Cl e F 1 AE do Cl + - 83,4 kcal/mol 1 AE do F = - 79,5 kcal/mol tomos do 2 perodo so exceo regra geral. O F muito pequeno e a entrada de um eltron

adicional aumenta muito a densidade de carga negativa ao seu redor e a repulso entre os eltrons faz com que a 1 AE seja menos negativa do que seria esperado.

b) O e F 1 AE do O = -34 kcal/mol 1 AE do F = -79,5 kcal/mol Ambos esto no 2 perodo e a Zef do F maior que a Zef do O. Logo o F tem mais atrao por

eltrons do que o O e sua 1 AE ser mais negativa. 12) Porque aps o acrscimo do 1 eltron obtm-se um nion e o 2 eltron tem que vencer a repulso

para ser aceito. Logo, ocorre absoro de energia para formar um nion bivalente. 13) a) Li+ : 3 prtons atraindo 2 eltrons

Be2+: 4 prtons atraindo 2 eltrons Logo: raio do Li+ > raio do Be2+ b) Li+: 2 perodo configurao do He Na+: 3 perodo configurao do Ne Logo: raio do Li+ < raio do Na+ c) F-: 9 prtons atraindo 10 eltrons Na+: 11 prtons atraindo 10 eltrons Logo: raio do F- > raio do Na+

14) Porque medida que os eltrons vo sendo removidos diminui o nmero de eltrons que so atrados por uma mesma carga nuclear. Por esta razo ocorre contrao do ction em relao ao tomo neutro. Se houver eliminao de um nvel de energia, a contrao mais acentuada.

15) a) 1 - Z = 20: [Ar] 4s2 grupo 2 2 - ns2 np2: grupo 14 b) 1 3s 3 perodo 2 4p 4 perodo 16) Sr (Z = 38): [Kr] 5s2 Cd (Z = 48): [Kr] 5s2 4d10 Ambos tm 2 eltrons na ltima camada, mas o Sr tem o subnvel 4d vazio enquanto o Cd tem 10

eltrons no subnvel 4d.

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17) Na: 1 PI = 119 kcal/mol (remoo de um eltron s) Mg: 1 PI = 176 kcal/mol (remoo de eltron s) Al: 1 PI = 138 kcal/mol (remoo de eltron p) Ento: - 1 PI do Na < 1 PI do Mg: Mesmo perodo mas Zef do Mg > Zef do Na (Mg menor que o Na) - 1 PI do Mg > 1 PI do Al: Mesmo perodo e Zef do Mg < Zef do Al (Al menor que o Mg), mas o eltron a

ser removido do Al um eltron p e o eltron a ser removido do Na um eltron s. Um eltron p mais energtico (menos atrado pelo ncleo) do que um eltron s do mesmo nvel.

18) 1 PI do Ar > 1 PI do K: Ar gs nobre e tem configurao altamente estvel enquanto o K um

metal que ao perder 1 eltron adquire a configurao do gs nobre Ar. 2 PI do Ar < 2 PI do K: Quando o Ar perde 1 eltron (Ar+), deixa de ter configurao de gs nobre e o

K quando perde 1 eltron (K+) adquire a configurao do gs nobre Ar. Neste caso, mais difcil tirar o segundo eltron do K+, que tem configurao de gs nobre do que do Ar+ que perdeu a configurao de gs nobre.

Estrutura Molecular 1) a) C: 2 perodo Cam. Val.: comporta no mx. 8 eltrons OA s e p (mx. 4 pares)

b) P: 3 perodo Cam. Val.: comporta no mx. 18 eltrons OA s, p e d (mais de 4 pares) c) O: 2 perodo Cam. Val.: comporta no mx. 8 eltrons OA s e p (mx. 4 pares) d) F: 2 perodo Cam. Val.: comporta no mx. 8 eltrons OA s e p (mx. de 4 pares) e) Cl: 3 perodo Cam. Val.: comporta no mx. 18 eltrons OA s, p e d (mais de 4 pares) f) B: 2 perodo Cam. Val.: comporta no mx. 8 eltrons OA s e p (mx. 4 pares) g) Se: 4 perodo Cam. Val.: comporta mais de 18 eltrons OA s, p e d esto disponveis para ligaes (mais de 4 pares) h) Sn: 5 perodo Cam. Val.: comporta mais de 18 eltrons OA s, p e d esto disponveis para ligaes (mais de 4 pares)

2) a)BrF5 b) IF3

3) a) CH4 tem maior ngulo: no tem repulso pi/pL; s tem repulso pL/pL

b) OCl2 tem maior ngulo: substituinte maior e menos eletronegativo; pL mais perto do O c) NH3 tem maior ngulo: substituinte menos eletronegativo; par de eltrons mais perto do N e)NH3 tem maior ngulo: t. central mais eletronegativo atrai mais o pL; maior repulso pL/pL

4) a) H2O tem ligao mais polar; maior diferena de eletronegatividade b) Compostos mais polares: H2O, NH3 e ClF c) O F tem maior eletronegatividade

5) O Br tem 6 pares de eltrons ao redor; a geometria dos pares octadrica. Mas destes 6 pares, 5 so pL e 1 pi. Logo a Geometria da Molcula pirmide de base quadrada. Como a repulso pi/pL maior que a repulso pL/pL, os ngulos so um pouco menores que 90.

6) SF4: Molcula em forma de gangorra XeF2: Molcula linear

7) Pirmide Trigonal (pirmide de base triangular)

8) Polares: ICl, CH2Cl2, PCl3, NF3

BrF

F

F

FF

I F

F

F

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4) LIGAO QUMICA

1) INTRODUO

De que maneira os tomos se combinam para formar molculas, e por que os tomos formam ligaes? Uma molcula ser formada somente se esta for mais estvel e tiver menor energia do que os tomos individuais.

Considere os elementos do grupo 18 da tabela peridica. Eles compreendem os gases nobres hlio, nenio, argnio, kriptnio, e xennio e radnio, conhecidos por sua inrcia qumica. Os tomos dos gases nobres geralmente no reagem com nenhum outro tomo, e suas molculas so monoatmicas, isto , contm apenas um tomo. A baixa reatividade decorre do fato de suas energias j serem baixas, e no poderem ser diminudas ainda mais atravs da formao de compostos. A baixa energia dos gases est associada ao fato deles terem o nvel eletrnico mais externo completamente preenchido. Essa estrutura frequentemente denominada estrutura de gs nobre, e se constitui num arranjo de eltrons particularmente estvel.

A formao de ligaes qumicas envolve normalmente s os eltrons do nvel mais externo do tomo e, atravs da formao de ligaes, cada tomo adquire uma configurao eletrnica estvel. O arranjo eletrnico mais estvel a estrutura de um gs nobre, e muitas molculas possuem essa estrutura.

2) TIPOS DE LIGAES

Os tomos podem adquirir uma configurao eletrnica estvel por trs maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhando eltrons.

Os elementos podem ser classificados em:

Elementos eletropositivos, cujos tomos perdem um ou mais eltrons com relativa facilidade.

Elementos eletronegativos, que tendem a receber eltrons. Elementos com reduzida tendncia de perder ou receber eltrons.

Dependendo do carter eletropositivo ou eletronegativo dos tomos envolvidos, trs tipos de

ligaes qumicas podem ser formadas:

Ligao inica: elemento eletropositivo + elemento eletronegativo Ligao covalente: elemento eletronegativo + elemento eletronegativo Ligao metlica: elemento eletropositivo + elemento eletropositivo

Dependendo da diferena de eletronegatividade entre os tomos, as Ligaes Qumicas podem ser classificadas em:

Diferena de eletronegatividade entre os tomos Tipo de ligao Menor que 0,5 Covalente no polar

0,5 a 1,9 Covalente polar Maior que 1,9 Inica

Em ligaes covalentes polares: tomo mais eletronegativo: - tomo menos eletronegativo: + Exemplo: ligao CO: 3,5 2,5 = 1,0 + - covalente polar CO

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3) LIGAO INICA

Formam-se ligaes inicas quando elementos eletropositivos reagem com elementos eletronegativos. Considere o composto inico cloreto de sdio (NaCl).

O tomo de sdio tem a configurao eletrnica 1s2 2s2 2p6 3s1. O primeiro e o segundo nveis eletrnicos esto completamente preenchidos, mas o terceiro nvel contm somente um eltron. Quando esse tomo reage, ele o faz de maneira a atingir uma configurao eletrnica mais estvel. Os gases nobres apresentam arranjo eletrnico estvel, sendo o nenio o gs nobre mais prximo do sdio, cuja configurao 1s2 2s2 2p6. Se o tomo de sdio perder o eltron de seu nvel mais externo, ele atingir uma configurao mais estvel, e assim fazendo o sdio adquire uma carga positiva +1, sendo denominado on sdio, Na+. A carga positiva surge porque o ncleo contm 11 prtons, mas restam 10 eltrons. Os tomos de sdio tendem a perder eltrons dessa maneira quando lhes fornecida energia. Logo, o sdio um elemento eletropositivo.

tomos de cloro possuem configurao eletrnica 1s2 2s2 3p6 3s23p5. Falta apenas um eltron para se chegar estrutura estvel do gs nobre argnio 1s2 2s2 3p6 3s23p6. Assim, quando os tomos de cloro reagem, recebem um eltron. O cloro , portanto, um elemento eletronegativo. Adquirindo um eltron, o tomo de cloro eletricamente neutro se transformar num on cloreto, que possui uma carga negativa, Cl-.

O Na perdeu um eltron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o eltron para se transformar em Cl-. Na+ tem a configurao eletrnica do Ne e o Cl- tem a configurao do Ar. Tanto o Na+ como o Cl- tm um octeto de eltrons circundando o on central. O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada on Na+ circundado por 6 ons Cl-. Similarmente, cada on Cl- circundado por seis ons Na+. Os ons so empacotados o mais prximo possvel. No fcil encontrar uma frmula

molecular para descrever a rede inica. Exemplo: Usando as estruturas de Lewis, descreva a formao do fluoreto de ltio (LiF).

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3.1) FRMULAS DOS COMPOSTOS INICOS

A relao na qual dois elementos reagem para formar uma substncia inica determinada, geralmente, pelo nmero de eltrons que devem ser perdidos ou adquiridos pelos respectivos tomos reagentes, a fim de atingir uma configurao eletrnica estvel. Ex.: CaCl2, Li2O, Al2O3. 3.2) ONS POLIATMICOS

H muitas substncias que contm ons compostos por mais de um tomo. As frmulas destes compostos so determinadas As frmulas destes compostos so determinadas pelos nmeros relativos de ctions e nions que devem estar presentes a fim de chegar a um slido neutro. Dentro de um on poliatmico os tomos esto ligados por ligaes covalentes. Ex.: carbonato (CO3-2), nitrato (NO3-), nitrito (NO2-), hidroxila (OH-), sulfato (SO4-2), sulfito (SO3-2), fosfato (PO4-3) e perclorato (ClO4-). Exemplo: Qual a frmula do sal formado por Na+ e CO3-2? Exemplo: Qual a frmula do sal formado por Ca+2 e PO4-3? 3.3) CICLO DE BORN-HABER

Para os compostos inicos, a quantidade chamada de energia do retculo cristalino, ou energia reticular, uma medida da energia da ligao inica.

Existem duas definies para a energia reticular: A IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) no faz qualquer meno acerca da definio de energia reticular. Uma definio considera a energia reticular como a energia necessria para separar, a uma distncia infinita, os ons, como ons em fase gasosa, de 1 mol de um composto inico. Seria um valor positivo de energia e corresponderia a uma espcie de energia de quebra (ou dissociao) do retculo. A outra definio, que adotada nesta disciplina, a seguinte: energia reticular, Eret, a energia associada ao processo de formao de 1 mol de um composto inico slido a partir da combinao de seus ons em fase gasosa. Nesta definio, o valor de energia reticular negativo. Nas duas definies, o valor numrico da energia de retculo o mesmo, s muda o seu sinal, que depende do referencial utilizado.

Infelizmente a energia reticular no pode ser obtida experimentalmente. Ela pode apenas ser estimada, atravs do Ciclo de Born-Haber. Em 1917, Born e Haber propuseram um ciclo termodinmico para o clculo da energia de retculo de substncias inicas (Eret). O clculo feito segundo a Lei de Hess. Nesse ciclo, levada em considerao a reao heterognea para a sntese do sal.

Com exceo do Eret, todos os outros valores so tabelados ou podem ser obtidos experimentalmente. As entalpias mostradas indicam:

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Hof = entalpia padro de formao do slido inico. A entalpia padro de formao de uma

substncia o calor ( presso constante) liberado ou consumido na formao de 1 mol da substncia a partir de substncias simples no estado padro (estado fsico e alotrpico mais estvel a 298 K e 1 atm). Por conveno, substncias elementares tm entalpia padro igual a zero.

Hosub = entalpia de sublimao (ou vaporizao) do metal. Edis = energia de dissociao - energia necessria pra dissociar (X2 2X) 1 mol de

molculas de gs. Tambm chamada energia de atomizao. HPI = potencial de ionizao. HAE = variao de entalpia associada ao processo de afinidade eletrnica (A.E.) (energia

de eletroafinidade).

Para que haja formao do cloreto de sdio, deve ocorrer transferncia de eltrons (reao redox). O ciclo de Born-Haber tenta mostrar a energtica das etapas envolvidas na reao entre as substncias em suas formas elementares. No caso especfico do cloreto de sdio, a transferncia de eltrons se d do sdio para o cloro.

As etapas indicadas no ciclo de Born-Haber para o NaCl so as seguintes: 1. Reao heterognea de formao do sal a partir das substncias simples.

Na (s) + Cl2 (g) NaCl (s) (Hof = -411,1 kJ/mol).

2. Vaporizao (sublimao) do sdio metlico, que slido temperatura ambiente. Na (s) Na (g) (Hosub = +107,8 kJ/mol).

3. Dissociao (quebra homognea) da molcula diatmica de Cl2, gerando tomos de cloro.

Cl-Cl (g) 2 Cl (g) (Edis = +121 kJ/mol). Ento, 1/2 Edis = 119,9 kj/mol.

4. Ionizao do sdio em fase gasosa Na (g) Na+ (g) + 1e (HPI = +495,4 kJ/mol).

5. Formao de Cl- em fase gasosa. Afinidade eletrnica a energia liberada pela adio de

um eltron a um tomo no estado gasoso. Cl (g) + 1e Cl- (g) (HAE = -348,8 kJ/mol).

6. Formao dos pares inicos em fase gasosa [Na+Cl-], em virtude da atrao eletrosttica. O

balanceamento entre a atrao e a repulso eletrosttica provoca o estabelecimento de uma distncia interinica de equilbrio, tornando o sistema mais estvel que os ons isolados. Esses pares esto na forma gasosa, mas, sob a atrao eletrosttica que exercida sobre todos os ons, o conjunto de pares vai aumentando. Dessa forma, comea a ocorrer a reunio e a superposio dos pares, at que seja formado um nico grupo que constituir um slido cristalino macroscpico, tridimensional, de geometria definida e estvel. A estabilidade atingida devido ao abaixamento da energia do sistema ligado, provocado pela liberao de energia: a energia reticular ou Energia da Rede Cristalina (Eret ou U0). Assim, Eret pode ser considerada uma medida da energia (ou fora) da ligao inica. Logo, quanto menor o valor de Eret, maior a energia liberada nesta etapa - mais estvel o retculo cristalino. No caso do NaCl, usando a Lei de Hess, temos Eret = -785,4 kj/mol. A formao de outros compostos inicos ocorre de maneira anloga quela proposta para o NaCl, respeitando, claro, as peculiaridades de cada ciclo e a estequiometria dos sais.

40

A energia potencial total a soma de todas as energias envolvidas nas etapas. Portanto, a energia reticular expressa a fora com que esto unidas as partculas de um slido cristalino e depende da intensidade da fora de interao entre os ons e da geometria do retculo. Quanto menor distncia interinica ction-nion, maior a atrao entre as cargas opostas. Em suma:

A formao de ons gasosos a partir de substncias simples implica um acrscimo

resultante na energia potencial; A condensao dos ons para formar o slido inico leva a uma diminuio na energia

potencial correspondente energia de retculo; Quanto menor distncia interinica ction-nion, maior a atrao; conseqentemente,

menor (ou maior em mdulo) o valor de Eret. Logo, maior a estabilidade do retculo cristalino.

A possibilidade de formao do composto inico a partir de seus elementos ocorre quando a

diminuio da energia potencial for maior que o aumento. Em outras palavras, o sal s cristalizar se houver liberao de energia em sua formao. Sendo assim, a energia da rede exotrmica precisa ser maior que a combinao endotrmica dos fatores envolvidos na formao dos ons em fase gasosa. Caso contrrio, o composto inico no se forma ou forma uma rede cristalina instvel. O ciclo de Born-Haber uma ferramenta simples que pode ser usada para determinao da entalpia de outros slidos inicos, inclusive para prever a possibilidade de formao de um novo slido inico. Entretanto, alguns cuidados so necessrios, dentre eles:

Para slidos inicos de frmula MX2 usa-se o valor inteiro da energia de dissociao de X2, considerando-se o segundo potencial de ionizao do metal e multiplica-se por dois a primeira afinidade eletrnica de X.

Para slidos inicos de frmula M2X deve-se considerar a primeira e a segunda afinidade eletrnica do no metal, alm de multiplicar por dois o primeiro potencial de ionizao do metal.

3.5) ENERGIA DO RETCULO INICO Como j foi visto, a formao de um cristal inico a partir dos elementos nos estados naturais deve-se a um desprendimento de energia, a fim de que este slido seja estvel. Uma maneira de se verificar esta possibilidade atravs do Ciclo de Born-Haber. Para o NaCl:

U = Energia liberada quando um mol de pares de ons, no estado gasoso, se aproxima de

uma distncia infinita at uma distncia de equilbrio para formar um slido inico. Onde U0 (energia do retculo cristalino): uma energia liberada que se torna fonte de energia para os processos endotrmicos. Vamos fazer um estudo mais aprofundado de U0. Vamos fazer um estudo energtico partindo dos ons gasosos Na+(g) e Cl-(g) e: 1 etapa: formao da molcula gasosa de NaCl(g) 2 etapa: formao do cristal slido NaCl(s) a partir de molculas diatmicas de NaCl.

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1 Etapa: Quando aproximamos os dois ons gasosos Na+(g) e Cl-(g), obtemos a seguinte variao de energia potencial:

Quando aproximamos os dois ons de cargas opostas, eles se atraem devido s foras

Coulmbicas e sua energia potencial U0 vai diminuindo. A uma dada distncia R0 temos a distncia de equilbrio, ou distncia de ligao. Se tentarmos aproximar os ons mais do que R0 vai haver uma repulso entre eles devido superposio e repulso de suas nuvens eletrnicas e a energia potencial ir aumentar. Ento, na distncia R0, a energia liberada corresponde energia potencial Coulmbica devido ligao inica entre o Na+(g) e Cl-(g): Na+(g) + Cl-(g) NaCl(g). Esta energia potencial calculada por:

Epar = (+Zc).(-Za).e2 R0

Onde: Za e Zc = n inteiro caracterstico do ction e do nion. +Zc.e = Carga total do ction, expressa como mltiplo da carga do eltron. +Zae = Carga do total do nion, expressa como mltiplo da carga do eltron. R0 = Distncia entre os ons. 2 Etapa: Formao de um cristal unidimensional de NaCl. Na molcula diatmica de NaCl um on Na+ atrai um on Cl- a uma distncia R0 e vice-versa. Esta atrao Coulmbia desprende uma energia igual a -e2/R0 = -118,4 kCal/mol. No cristal unidimensional: - Um on Na+ atrai dois Cl-, colocados a uma distncia R0 e vice-versa: esta atrao Coulmbica desprende uma energia igual a 2x(-e2/R0) = -2 e2/R0 - Ao mesmo tempo, um on Na+ repele dois ons Na+ (colocados a uma distncia 2R0): esta repulso Coulmbica absorve uma energia igual a 2x(+e2/2R0) = +2 e2/2R0 - Ao mesmo tempo, este on Na+ atrai dois ons Cl- (colocados a uma distncia 3R0): esta atrao Coulmbica desprende uma energia = -2 e2/3R0 - E assim por diante. Assim vemos que no cristal unidimensional:

a) A atrao entre ons de carga oposta desprende mais energia do que na molcula de NaCl(g):

Uatrao = [-2 e2/R0]. [1+1/3+1/5+1/7+1/9+......]

b) A repulso entre os ons de mesma carga no cristal menor do que a atrao entre ons de carga oposta:

c) Na formao do cristal ocorre uma liberao lquida de energia (considerando as

duas contribuies acima): Ucristal = [-2 e2/R0]. [1-1/2+1/3-1/4+1/5-1/6+......]

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d) Logo: |Ucristal|> -e2/R0 |Ucristal| > |Upar| O cristal mais estvel que o par, porque o desprendimento de energia maior. Esses

clculos podem ser estendidos para cristais verdadeiros, tridimensionais, e teremos aps o balano energtico:

U0 = - e2 ou U0 = - (Zc)(Za)e2 R0 R0

Onde: U0 = Energia de atrao Coulmbica de um retculo cristalino inico = Energia Reticular R0 = Distncia entre os ons de carga oposta. Zc e Za = n inteiro que representa a carga do ction e do nion. e = carga do eltron = Constante de Madlung, que depende do arranjo geomtrico dos ons no cristal tridimensional. No entanto, medida que aproximamos o on Cl- do on Na+, eles se atraem devido s cargas opostas, mas os eltrons de valncia de cada on, a uma dada distncia, comeam a se repelir e esta repulso entre as nuvens eletrnicas no foi levada em conta nos clculos. Esta repulso contribui para tornar a energia reticular menos negativa do que o calor fornecido somente pelas cargas inicas. Esta repulso aumenta em 10% a energia reticular. Exemplo: Energia reticular do NaCl a partir dos ons gasosos. Dados: Zc = Za = 1 = 1,75 e = 4,8x10-10 u.e.s. R0 = 2,78 Angstrons = 2,78x10-8 m 1 erg = 4,13x1013 kcal/mol

U0 = -1,75 . (4,8x10-10)2 = -1,45x10-11 ergs = -207,2 kcal/mol. 2,78x10-8 U0 real (descontando os 10% devido repulso das nuvens eletrnicas)