introdução a química inorgânica
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IntroduçãoIntroduçãoAo final saberei ... •Diferenciar a Energia de e-
•Identificar e- em orbitais atômicos
•Hibridização
•Ligações Iônicas e Covalentes
•Eletronegatividade
•Carga Formal
Para utilizar ,,,
• Construção de OM
•Geometria e Energia dos OM
•Estrutura 3D
•Reatividade a partir da E dos OM
•Mecanismo de Reações
•Conjugação
1. Átomos, Elétrons, e Orbitais 2. Ligações iônicas 3. Ligações Covalentes 4. Ligações duplas e Triplas 5. Ligações Covalentes & Eletronegatividade 6. Carga Formal
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1.11.1Átomos, Elétrons, e OrbitaisÁtomos, Elétrons, e Orbitais
Prótons Prótons
positivamente carregado positivamente carregado
massa = 1.6726 X 10massa = 1.6726 X 10-27-27 kg kg
Nêutrons Nêutrons
neutro neutro
massa = 1.6750 X 10massa = 1.6750 X 10-27-27 kg kg
Elétrons Elétrons
negativamente carregado negativamente carregado
massa = 9.1096 X 10massa = 9.1096 X 10-31-31 kg kg
++
•• ––
ÁtomosÁtomos
Número atômico (Z)Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo = número de prótons no núcleo
(deve ser igual ao número de elétrons do átomo neutro) (deve ser igual ao número de elétrons do átomo neutro)
Número de massa (A)Número de massa (A) = soma de prótons e nêutrons = soma de prótons e nêutrons
ZZXX
AA
Número atômico Número atômico Número de MassaNúmero de Massa
SchrödingerSchrödinger combinou a idéia que o movimento do combinou a idéia que o movimento do
elétron é descrito pela natureza ondulatória do elétron elétron é descrito pela natureza ondulatória do elétron
e expressou como uma equação de onda para a energia e expressou como uma equação de onda para a energia
de um elétron em um átomo. de um elétron em um átomo.
A resolução da equação (equação de Schrödinger) A resolução da equação (equação de Schrödinger)
dá uma série de soluções chamadas função de onda (dá uma série de soluções chamadas função de onda (). ).
Equação de SchrödingerEquação de Schrödinger
São permitidos só certos valores de São permitidos só certos valores de . Cada . Cada
corresponde a uma certa energia. A probabilidade de corresponde a uma certa energia. A probabilidade de
achar um elétron em uma posição particular em relação achar um elétron em uma posição particular em relação
ao núcleo é determinada por ao núcleo é determinada por 22. Cada estado de energia . Cada estado de energia
corresponde um orbital. corresponde um orbital.
Funções de onda Funções de onda
Figura 1.1- Probabilidade distribuição (Figura 1.1- Probabilidade distribuição ( 22) ) de um elétron em um orbital 1de um elétron em um orbital 1ss..
Densidade Eletrônica Densidade Eletrônica
Figura 1.2- Região de probabilidade dos orbitais 1Figura 1.2- Região de probabilidade dos orbitais 1s s e 2e 2ss..
1s1s
As superfícies indicam a região onde a probabilidade
de encontrar um elétron é da ordem de 90-95%
Densidade eletrônicaDensidade eletrônica
2s2s
Cada orbital é caracterizado por uma série Cada orbital é caracterizado por uma série de números quânticos. de números quânticos. O O número quântico principal número quântico principal nn é um número inteiro é um número inteiro (integral) que especifica a camada e sta relacionado (integral) que especifica a camada e sta relacionado à energia do orbital. à energia do orbital. O O número de quântico do momento angularnúmero de quântico do momento angular normalmente é designado por letras (normalmente é designado por letras (s, p, ds, p, d, f, etc) , f, etc) e descreve a forma do orbital. e descreve a forma do orbital.
Números QuânticosNúmeros Quânticos
OOs Orbitais s Orbitais ss são esféricamente simétricos. são esféricamente simétricos. A energia de um orbital A energia de um orbital ss aumenta com o número aumenta com o número
de superfície nodal que ele possui. de superfície nodal que ele possui. Superfície nodal é a região onde a probabilidade Superfície nodal é a região onde a probabilidade
de achar um elétron é zero. de achar um elétron é zero. O orbital O orbital 1s1s não tem nenhum nó; não tem nenhum nó;
O orbital O orbital 2s2s tem um; O tem um; O 3s3s tem dois, etc. tem dois, etc.
Orbitais s Orbitais s
OOs Orbitais s Orbitais ss são esféricamente simétricos. são esféricamente simétricos. A energia de um orbital A energia de um orbital ss aumenta com o número aumenta com o número
de superfície nodal que ele possui. de superfície nodal que ele possui. Superfície nodal é a região onde a probabilidade Superfície nodal é a região onde a probabilidade
de achar um elétron é zero. de achar um elétron é zero. O orbital O orbital 1s1s não tem nenhum nó; não tem nenhum nó;
O orbital O orbital 2s2s tem um; O tem um; O 3s3s tem dois, etc. tem dois, etc.
Orbitais s Orbitais s
11ss 22ss 22pp
H H
He He
Número quântico principal (n) = 1 Número quântico principal (n) = 1 Hidrogênio Hélio Hidrogênio Hélio Z = 1 Z = 2 Z = 1 Z = 2 11s s 1 1 11s s 22
Primeiro Primeiro PeríodoPeríodo
OrbitaisOrbitais pp tem forma de halterestem forma de halteres
Não é possível para n = 1. Não é possível para n = 1. É possível para n = 2 ou maior. É possível para n = 2 ou maior. Há três orbitais de p para cada valor de n ( n > 1). Há três orbitais de p para cada valor de n ( n > 1).
Orbitais Orbitais pp
Número de quântico principal (n) = 2 Número de quântico principal (n) = 2
11ss 22ss 22pp
Be 4Be 4
B 5B 5
C 6C 6
Li 3Li 3
ZZ
SegundoSegundo Período Período
11ss 22ss 22pp
O 8O 8
F 9F 9
Ne 10Ne 10
N 7N 7
ZZ
Segundo Período Segundo Período
1.21.2Ligações iônicas Ligações iônicas
Uma ligação iônica é a força de atração Uma ligação iônica é a força de atração eletrostática entre íons de cargas opostaseletrostática entre íons de cargas opostas
ClCl–– (anion) (anion)
NaNa+ + (cation)(cation)
Ligação iônicaLigação iônica
Ligações iônicas são comuns em química Ligações iônicas são comuns em química inorgânica mas raro em química orgânica. inorgânica mas raro em química orgânica. Carbono tem menor tendência para formar Carbono tem menor tendência para formar catíons que os metais (PI), e menor tendência catíons que os metais (PI), e menor tendência para formar anions que os não metais (AE). para formar anions que os não metais (AE).
Ligação iônicaLigação iônica
1.3 1.3 Ligações CovalentesLigações Covalentes
Em 1916 G. N. Lewis propôs que átomos se combinem Em 1916 G. N. Lewis propôs que átomos se combinem
para alcançar uma configuração de elétron mais estável. para alcançar uma configuração de elétron mais estável.
Estabilidade máxima resulta quando um átomo Estabilidade máxima resulta quando um átomo
for isoeletrônico com um gás nobre. for isoeletrônico com um gás nobre.
Um par de elétrons que é compartilhado entre dois Um par de elétrons que é compartilhado entre dois
átomos constitui uma ligação covalente. átomos constitui uma ligação covalente.
Ligação Química Ligação Química O Modelo de LewisO Modelo de Lewis
Ligação Covalente no HLigação Covalente no H22
HH .. HH..Dois átomos de hidrogênio, cada com 1 elétron, Dois átomos de hidrogênio, cada com 1 elétron,
compartilham esses elétrons formando uma compartilham esses elétrons formando uma ligação covalenteligação covalente. .
HH :: HH Compartilhamento do par de elétrons confere a cada Compartilhamento do par de elétrons confere a cada
hidrogênio hidrogênio uma configuração eletrônica análoga a do uma configuração eletrônica análoga a do héliohélio. .
Ligação Covalente no FLigação Covalente no F22
Dois átomos de flúor, Dois átomos de flúor, cada um com 7 elétrons de valência, cada um com 7 elétrons de valência,
compartilham esses elétrons formando compartilham esses elétrons formando Uma ligação covalente. Uma ligação covalente.
Compartilhamento do par de elétrons confere a cada Compartilhamento do par de elétrons confere a cada flúorflúor uma configuração eletrônica análoga a do uma configuração eletrônica análoga a do NeônioNeônio. .
....
....FF.. FF..:: ::
....
....
FF :: FF:: ::........
....
....
Ligação Covalente no FLigação Covalente no F22
Dois átomos de flúor, Dois átomos de flúor, cada um com 7 elétrons de valência, cada um com 7 elétrons de valência,
compartilham esses elétrons formando compartilham esses elétrons formando Uma ligação covalente. Uma ligação covalente.
Compartilhamento do par de elétrons confere a cada Compartilhamento do par de elétrons confere a cada flúorflúor uma configuração eletrônica análoga a do uma configuração eletrônica análoga a do NeônioNeônio. .
....
....FF.. FF..:: ::
....
....
FF :: FF:: ::........
....
....
É comum representar a ligação covalente É comum representar a ligação covalente usando usando uma linha. uma linha.
:: FF::........CC
:: FF::........
:: FF::........:: FF::
....
....
.. ..
CCFF
FF
FF
FF
....
............:: ::
:: ::
:: ::
....
comocomo
Exemplo Exemplo
Representação de LewisRepresentação de Lewis
1.4 1.4 Ligações duplas e Ligações duplas e Ligações TriplasLigações Triplas
CC:: :: ::OO....
::OO....
:: :: CC ::OO....
OO....
::
:: :: ::NN::CC::HH ::NNCCHH
Gás carbônico Gás carbônico
Cianeto de hidrogênio Cianeto de hidrogênio
Exemplos inorgânicos Exemplos inorgânicos
Etileno Etileno
AcetilenoAcetileno :: :: ::CC::CC::HH HH CCCCHH HH
CC:: ::CC....
HH :: ::....
HHHHHH
CC CC
HH HH
HHHH
Exemplos orgânicosExemplos orgânicos
1.5 1.5 Ligações CovalentesLigações Covalentes
e Eletronegatividadee Eletronegatividade
Um elemento eletronegativo atrai elétrons. Um elemento eletronegativo atrai elétrons.
Um elemento eletropositivo libera elétronsUm elemento eletropositivo libera elétrons. .
Eletronegatividade Eletronegatividade • EletronegatividadeEletronegatividade é uma medida da habilidade
de um elemento em atrair elétrons quando comparado
a outro elemento.
GeneralizaçãoGeneralização
átomos de mesma eletronegatividade formam átomos de mesma eletronegatividade formam
Ligações não polarLigações não polar
H:H H:H :: NN NN::FF::........FF::
....
....
GeneralizaçãoGeneralização
Ligações polares resultam da conexão de Ligações polares resultam da conexão de átomos com eletronegatividade diferentesátomos com eletronegatividade diferentes
: : O O C C
FF::........HH
OO........HH
HH
O O : : .. .. .. ..
Quanto maior a diferença de eletronegatividade Quanto maior a diferença de eletronegatividade
entre dois átomos mais polar será a ligação. entre dois átomos mais polar será a ligação.
%% Caráter Iônico = [ Ea – Eb / Ea ] . 100
% Caráter Iônico do HF = 4 – 2.1 / 4 .100 = 47,5 %
1.6 1.6 Carga formalCarga formal
Carga formalCarga formal é a carga calculada para um é a carga calculada para um átomo de uma estrutura de Lewis baseada átomo de uma estrutura de Lewis baseada no compartilhamento dos pares de elétrons. no compartilhamento dos pares de elétrons.
Cformal = Grupo – [(e- n )+( n° de ligações)/2]
Ácido NítricoÁcido Nítrico
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Cálculo da carga formal para cada Cálculo da carga formal para cada átomo na estrutura de Lewis. átomo na estrutura de Lewis.
Carga formal do H, O e N Carga formal do H, O e N
Clicar o mouse no átomo e calcule a sua carga formal Após, clique na seta de retorno, para escolher outro centro
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Hidrogênio compartilha 2 elétrons com o oxigênio. Hidrogênio compartilha 2 elétrons com o oxigênio. Considere 1 elétron para o H e 1 para o O. Considere 1 elétron para o H e 1 para o O. O átomo de hidrogênio tem 1 elétron. O átomo de hidrogênio tem 1 elétron. Então, a carga formal do H no ácido nítrico é 0. Então, a carga formal do H no ácido nítrico é 0.
Carga formal do HCarga formal do H Ácido NítricoÁcido Nítrico
Voltar
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Oxigênio tem 4 elétrons em ligações covalentes. Oxigênio tem 4 elétrons em ligações covalentes. Considere 2 destes 4 elétrons para o O. Considere 2 destes 4 elétrons para o O. Oxigênio tem 2 pares de eOxigênio tem 2 pares de e- - não ligantes (enão ligantes (e-- n)n). .
considere todos os 4 elétrons do O. considere todos os 4 elétrons do O. Então, o número total de elétrons do O é 2 + 4 = 6. Então, o número total de elétrons do O é 2 + 4 = 6.
CargaCarga formal do O formal do O
Ácido NítricoÁcido Nítrico
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Total de elétrons do O é 6 Total de elétrons do O é 6 (4 elétrons, 2 pares não ligantes + a metade dos (4 elétrons, 2 pares não ligantes + a metade dos
4 elétrons ligantes). 4 elétrons ligantes). O oxigênio tem 6 elétrons (grupo 6). O oxigênio tem 6 elétrons (grupo 6). Então, a carga formal do O é zeroEntão, a carga formal do O é zero. .
Carga formal do O Carga formal do O
Ácido NítricoÁcido Nítrico
Ácido Nítrico Ácido Nítrico
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Total de elétrons do O é 7 (Total de elétrons do O é 7 (66 elétrons, elétrons, 33 pares de e pares de e-- n n + a metade dos + a metade dos 2 elétrons2 elétrons compartilhados). compartilhados).
O oxigênio tem 6 elétrons. O oxigênio tem 6 elétrons. Então, a carga formal doEntão, a carga formal do O é -1. O é -1.
Carga formal do O Carga formal do O
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Total de elétrons do N é 4 (a metade Total de elétrons do N é 4 (a metade dos 8 elétrons das 4 ligações dos 8 elétrons das 4 ligações covalentes). covalentes).
O nitrogênio tem 5 elétrons (grupo 5). O nitrogênio tem 5 elétrons (grupo 5). Então, a carga formal de N é +1. Então, a carga formal de N é +1.
CargaCarga formal do N formal do N
Ácido Nítrico Ácido Nítrico
- -
.. .. ::
....HH OO
OO
OO
NN
::
::....
....
Uma estrutura de Lewis completa exige a Uma estrutura de Lewis completa exige a indicação das cargas formais (se houver)indicação das cargas formais (se houver)
Cargas formaisCargas formais
-- + +
Ácido Nítrico Ácido Nítrico
Carga formal = Carga formal = número do grupo na Tab Periódicanúmero do grupo na Tab Periódica - -
[ número de ligações / 2 ] [ número de ligações / 2 ] + número de elétrons n
Fórmula aritmética para calcular carga formalFórmula aritmética para calcular carga formal. . Carga formal Carga formal
Cformal = Grupo – [(e- n )+( n° de ligações)/2]
““Contagem de Elétrons" Contagem de Elétrons" e e carga formalcarga formal no NH4 no NH4++ e BF4 e BF4 - -
11
44
NN
HH
HH HH
HH
++7 7
4 4
....
BBFF
FF
FF
FF
....
............:: ::
:: ::
:: ::
....
--
Carga formal Carga formal