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Edilson ClementeVolume 12ª edição

Elementos de Química Geral

Apoio:

Material Didático

2008/2

ELABORAÇÃO DE CONTEÚDOEdilson Clemente

COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONALCristine Costa Barreto

DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL E REVISÃO Zulmira SperidiãoRoberto Paes de Carvalho

COORDENAÇÃO DE LINGUAGEM Maria Angélica AlvesCyana Leahy-Dios

COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICODébora Barreiros

AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICOAna Paula Abreu FialhoAroaldo Veneu

Referências Bibliográfi cas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.

Copyright © 2005, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj

Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação.

C626eClemente, Edilson.

Elementos de química geral. v. 1 / Edilson Clemente. – 2.ed. – Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2008.

189p.; 19 x 26,5 cm.

ISBN: 978-85-7648-385-4

1. Química geral. 2. Evolução da química. 3. Propriedades. 4. Átomo. 5. Estruturas de Lewis. II. Título.

CDD: 540

Fundação Cecierj / Consórcio CederjRua Visconde de Niterói, 1364 – Mangueira – Rio de Janeiro, RJ – CEP 20943-001

Tel.: (21) 2299-4565 Fax: (21) 2568-0725

PresidenteMasako Oya Masuda

Vice-presidenteMirian Crapez

Coordenação do Curso de BiologiaUENF - Milton Kanashiro

UFRJ - Ricardo Iglesias RiosUERJ - Cibele Schwanke

EDITORATereza Queiroz

COPIDESQUECristina Maria Freixinho

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PROGRAMAÇÃO VISUALAlexandre d'OliveiraBruno GomesMarcelo CarneiroRenata Borges

ILUSTRAÇÃOFabiana Rocha

CAPAFabiana Rocha

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Universidades Consorciadas

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Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia

Governador

Alexandre Cardoso

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UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIROReitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho

UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIROReitor: Ricardo Vieiralves

UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIROReitora: Malvina Tania Tuttman

UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIROReitor: Ricardo Motta Miranda

UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIROReitor: Aloísio Teixeira

UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSEReitor: Roberto de Souza Salles

Aula 1 – Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier ______________ 7

Aula 2 – Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais __________ 19

Aula 3 – Propriedades gerais da matéria __________________________ 29

Aula 4 – O átomo é divisível!___________________________________ 45

Aula 5 – Estrutura eletrônica dos átomos__________________________ 61

Aula 6 – Propriedades periódicas dos elementos ____________________ 83

Aula 7 – Combinações entre átomos: a ligação iônica ________________ 97

Aula 8 – Combinações entre átomos: a ligação covalente_____________ 111

Aula 9 – Estruturas de Lewis: Parte l ____________________________ 125

Aula 10 – Estruturas de Lewis: Parte ll ___________________________ 137

Aula 11 – Forma das moléculas: Parte I __________________________ 155

Aula 12 – Forma das moléculas: Parte II__________________________ 167

Elementosde Química Geral

SUMÁRIO

Volume 1

1AULAMeta da aula

Descrever a evolução histórica da Química, até o século XVIII, como determinante na constituição

desta ciência.

Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de:

Evolução da Química:da Pré-história a Lavoisier

• Identificar alguns materiais (e suas propriedades) usados desde a Antiguidade e que ainda estão presentes no cotidiano do homem moderno.

• Compreender os princípios da teoria do flogisto.

objetivos

Elementos de Química Geral | Evolução da Química: da Pré-história a Lavoisier

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INTRODUÇÃO Consultando o verbete “química” em dicionários da Língua Portuguesa,

encontramos a seguinte definição: “Química é o estudo científico da constituição

da matéria, suas propriedades, transformações e as leis que as regem.”

Esta definição mostra que a Química é uma ciência exata, regida por leis

bem estabelecidas e estruturadas. Estas leis permitem a análise e a previsão

do comportamento de substâncias que existem naturalmente, ou que são

produzidas pelo homem.

Entretanto, o caráter científico da Química só foi estabelecido há cerca de três

séculos. Até o século XVIII, as práticas químicas se misturavam aos conceitos

da alquimia, fazendo com que seu caráter científico fosse mascarado, algumas

vezes, pelos ensinamentos místicos dos alquimistas. Por isso, é interessante

observar como essa ciência evoluiu ao longo do tempo. Nesta primeira aula,

você vai acompanhar a evolução da Química, desde tempos imemoriais até o

ponto em que ela se tornou uma ciência exata.

A QUÍMICA NOS TEMPOS ANTIGOS: PASSEANDO PELA HISTÓRIA

O ser humano utiliza a Química desde o seu surgimento na

Terra, ainda que nos primórdios não tivesse consciência deste fato. Os

homens da Pré-história usavam pigmentos extraídos das plantas e dos

demais reinos da Natureza para decorar suas cavernas ou representar

seu cotidiano e suas crenças. São famosas as pinturas em cavernas

encontradas em vários locais do mundo, inclusive no Brasil, como está

ilustrado na Figura 1.1.

Figura 1.1: Pintura do homem das cavernas encontrada no Nordeste do Brasil.

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O domínio do fogo, que o homem conhecia mas não controlava,

permitiu a produção de grande variedade de utensílios e ferramentas. O

homem aprendeu a extrair e a trabalhar o cobre, o bronze e o ferro. Por

conseqüência, as comunidades que sabiam trabalhar os metais assumiram

a liderança sobre as demais.

Em um salto histórico, estamos agora por volta de 4000-3000

a.C. No Oriente Próximo (onde hoje estão o Egito, a Síria, a Turquia, o

Líbano e Israel), bem como na China e na Índia, florescem as primeiras

grandes civilizações. Dentre elas, a egípcia foi a que mais influenciou a

humanidade nos tempos antigos.

Nos séculos seguintes, os egípcios trabalharam o ferro, o ouro,

a prata e outros metais. Ainda fabricaram o vidro, produziram tintas e

pigmentos para pintura de ambientes, papiro para a escrita, aprenderam

a curtir o couro e extrair corantes, medicamentos e perfumes das plantas,

fabricaram bebidas fermentadas e aprenderam a produzir sabão e

vinagre. Não podemos esquecer que os egípcios dominavam a técnica

da mumificação e, para tal, utilizavam resinas especiais, provavelmente

extraídas de plantas e misturadas com matérias do reino animal. Esta

técnica tinha a função de preservar o corpo do morto por longo período,

e nela atingiram níveis de perfeição admirados até hoje.

A tecnologia egípcia foi absorvida, difundida e, algumas vezes,

aprimorada pelos outros povos da Antiguidade. Entretanto, é importante

assinalar que o conhecimento adquirido por esses povos era totalmente

empírico, ou seja, baseado na experiência do dia-a-dia. Não havia registro

de uma preocupação sistemática com o estudo da natureza da matéria

e de suas propriedades até cerca de 500-400 a.C., quando os gregos

desenvolveram os primeiros modelos para explicar como são formadas

as substâncias presentes na Natureza.A

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OS PRIMEIROS MODELOS TEÓRICOS EM QUÍMICA

A civilização grega é considerada mãe da civilização ocidental. Ela

infl uenciou todos os povos que a sucederam – em especial os romanos,

– particularmente nas artes, na fi losofi a, na ciência e na religião. Para

os gregos, estes aspectos da cultura humana estavam intimamente

relacionados. Esta visão holística do mundo levou a indagações de

caráter fi losófi co sobre a natureza das substâncias formadoras do

Universo, cabendo aos gregos a elaboração dos primeiros modelos para

a constituição da matéria.

Por volta de 420 a.C., o fi lósofo Demócrito (∼460-370 a.C.)

defendia o modelo de seu mestre Leucipo, que propôs ser a matéria

constituída de partículas infi nitamente pequenas e indivisíveis, chamadas

átomos. Assim, cada substância seria formada por átomos nela presentes.

O modelo corpuscular de Leucipo se opunha ao de Empédocles (490-

435 a.C.); este supunha ser o universo formado pela união dos quatro

elementos: fogo, ar, terra e água.

O modelo dos quatro elementos foi adotado por Aristóteles

(384-322 a.C.), fi lósofo grego de maior infl uência no Ocidente. As

idéias aristotélicas dominaram o pensamento do Ocidente e do Oriente

Próximo, levando ao fortalecimento da alquimia, forma como a Química

mais se desenvolveu pelos séculos seguintes.

1. O vidro é um material utilizado pelos antigos egípcios e faz parte integrante do dia-a-dia da civilização atual. Entre num site para pesquisar quais são os principais componentes do vidro comum e dos vidros coloridos.

RESPOSTA COMENTADA

Você vai descobrir que o vidro é feito com uma das matérias-primas

mais baratas que podemos encontrar na Natureza: a areia. Esta é,

essencialmente, formada por silicatos de sódio e alumínio. O vidro

colorido é obtido pela adição de óxidos de ferro, cobre, cromo, cobalto

ou manganês. A engenhosidade do homem em manipular os materiais

que a Natureza oferece é o segredo de sua evolução neste planeta.

ATIVIDADE

Figura 1.2: Demócrito.

Figura 1.3: Aristóteles.

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A ALQUIMIA E A IATROQUÍMICA

A ALQUIMIA era uma “arte secreta” na qual se misturavam idéias

de magia e práticas químicas. Os primeiros registros são em Alexandria

e apresentam forte inspiração filosófica da teoria dos quatro elementos,

defendida por Aristóteles. A alquimia perdeu prestígio na Europa por volta

de 292 d.C., devido à destruição de muitos escritos guardados em Alexandria,

mas manteve sua influência entre os povos do Oriente Próximo.

Com a chegada dos árabes ao continente europeu alguns séculos

depois, a alquimia tornou-se novamente importante, embora seus

praticantes fossem, muitas vezes, perseguidos pela Igreja Católica.

Os árabes levaram consigo os ensinamentos de vários livros secretos,

considerados a base dos estudos alquímicos.

Os ideais dos alquimistas estavam relacionados à descoberta da

“pedra filosofal”, capaz de transformar qualquer metal em ouro; e do

elixir da longa vida, capaz de curar todas as doenças. Na Figura 1.4, você

pode ter uma idéia de como funcionava um “laboratório” de alquimia.

Imagens como esta ficaram registradas no subconsciente das pessoas,

imprimindo à Química, durante séculos, um caráter pouco científico.

AL Q U I M I A

Palavra derivada do árabe al-kımıá,

que por sua vez originou-se do grego chymeıa,

cujo significado é “mistura de vários

ingredientes”.

Figura 1.4: Um laboratório alquímico, no qual se buscava a “pedra filosofal”.

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Um trecho do Compositum de compositis de Alberto, o Grande (1193-1280), um dos maiores alquimistas do Ocidente, traduz claramente o pensamento dos praticantes na Idade Média :

“Observou-se que a natureza dos metais, tal como a conhecemos, é engendrada, de uma maneira geral, pelo Enxofre e o Mercúrio. Somente a diferença de cocção e de digestão produz a variedade na espécie metálica. Eu próprio observei que num só e único vaso, quer dizer, num mesmo filão, a natureza produziu vários metais e a prata, disseminados por aqui e ali. Demonstramos claramente no nosso ‘Tratado dos minerais’ que, de fato, a geração dos metais é circular, passando facilmente de um a outro, segundo um círculo; os metais vizinhos têm propriedades semelhantes; é por isso que a prata se transforma mais facilmente em ouro que qualquer outro metal.”

Os alquimistas não conseguiram chegar às metas sonhadas, mas,

ao longo de suas pesquisas, acabaram produzindo novos materiais

como o álcool, o ácido sulfúrico, o ácido nítrico e muitos outros

ácidos, bases, sais e óxidos. Também descobriram e manipularam

vários metais e substâncias elementares importantes, como o enxofre, o

fósforo, o mercúrio e o cádmio. Fabricaram, ainda, novos artefatos para

o uso em suas práticas alquímicas (como o almofariz e o alambique) e

aperfeiçoaram novas técnicas, como a destilação e a extração. A alquimia

contribuiu muito para o desenvolvimento da técnica química, mas não

para as explicações dos fenômenos químicos.

Recorde da Química Básica que: Ácidos inorgânicos são substâncias que contêm o íon H+; Bases inorgânicas são substâncias que contêm o íon OH-; Sais inorgânicos são obtidos pela combinação entre ácidos e bases; Óxidos são compostos formados por um metal ou não-metal e oxigênio.

Entre os alquimistas mais famosos do Ocidente, podemos destacar

os nomes de Maria, a Judia, Nicolas Flamel (1330-1418) e Paracelso

(1494-1541). A primeira é uma figura lendária, não se sabendo precisar

quando existiu ou mesmo se este nome se refere a uma única pessoa.

A ela atribui-se a criação do banho-maria, tão utilizado em aplicações

científicas e mesmo caseiras. Flamel, por sua vez, enganou a muitos e

a si mesmo, dizendo ter obtido o segredo da transmutação de metais

menos nobres em ouro.

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Paracelso, cujo nome verdadeiro é Philippus Aureolus Theophrastus

Bombastus von Hohenmheim, dedicou boa parte de sua vida ao preparo

de medicamentos extraídos das plantas e dos outros reinos da Natureza.

Com ele, as artes mágicas da alquimia, já em declínio, adquiriram um

caráter mais científico. A alquimia praticada por Paracelso e seus

seguidores foi chamada I A T RO Q U Í M I C A .

IA T RO Q U Í M I C A

Doutrina médica reinante no

século XVI que pretendia explicar

os fenômenos fisiológicos pelas leis da Química.

Com o surgimento da iatroquímica, a Química entrou em nova

fase, inclinada à Medicina. Segundo o próprio Paracelso, “o fim próprio

da Química não é fazer ouro, é preparar remédios”.

Vale a pena notar que a alquimia se difundiu em plena Idade

Média. A época de Paracelso corresponde precisamente ao período

de transição entre a Idade Média e a Idade Moderna, marcado pelo

Renascimento nas artes, na ciência, na religião e na organização social

e política do Ocidente.

Figura 1.5: Paracelso.

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O NASCIMENTO DA QUÍMICA MODERNA: A CIÊNCIA VENCE A CRENÇA

O Renascimento marcou um novo período na civilização ocidental.

O método científi co de investigação foi introduzido por pensadores

importantes como Rennè Descartes (1596-1650) e explicado por Francis

Bacon (1561-1626) em seu livro Novum Organum, em 1620. As idéias

destes pensadores se opunham às práticas alquímicas, nas quais não

havia um método científi co de obtenção e estudo das propriedades dos

materiais utilizados. A fi gura de Robert Boyle (1627-1691) foi decisiva

2. No texto a seguir, estão materiais utilizados pelos alquimistas. Ao fi nal do texto, são apresentadas defi nições que se encaixam corretamente nele. Utilize seus conhecimentos de Química Básica para completar adequadamente os espaços pontilhados. As defi nições descrevem materiais (e algumas propriedades deles) usados pelos alquimistas.

O enxofre, .................................., era muito utilizado nas práticas alquímicas. Ao queimar, produz o .............................., um gás tóxico de odor irritante. O mercúrio era outro material querido dos alquimistas: atraía-os uma propriedade incomum, a de ser ............................... Muitos metais eram corroídos com ...................., um líquido xaroposo que provoca queimaduras dolorosas. Finalmente, o grande fascínio dos alquimistas era o ouro, .................................

a) Um metal amarelo brilhante e muito maleável b) Um sólido amarelo, opaco e muito quebradiço c) Dióxido de enxofre d) Ácido sulfúrico e) Um metal líquido à temperatura ambiente

RESPOSTA COMENTADA

Você precisa conhecer algumas propriedades dos materiais

apresentados no texto. Felizmente são comuns, fazem parte do nosso

dia-a-dia. O enxofre é um sólido amarelo e opaco, que se quebra com

muita facilidade; a sua queima produz o dióxido de enxofre (SO2), um

gás muito tóxico e que pode levar até à formação de ácido sulfúrico na

atmosfera. O mercúrio é o único metal líquido à temperatura ambiente:

é usado nos termômetros. O ácido sulfúrico é uma substância altamente

corrosiva, com inúmeras aplicações em laboratório e indústria. O ouro

é um metal de cor amarelo brilhante utilizado na fabricação de jóias e

em partes de alguns instrumentos de precisão. b, c, e, d, a.

ATIVIDADE

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na implantação do método científico de investigação em Química. Suas

experiências com gases marcaram, para muitos, o início da Química

moderna.

As experiências de Boyle com os gases o levaram a formular a lei de Boyle, que diz ser a pressão (p) de um gás inversamente proporcional ao seu volume (V) se a temperatura (T) for constante. A forma matemática desta lei é pV = C, T constante, na qual a constante C depende apenas da temperatura. A determinação de C levou à famosa equação dos gases perfeitos: pV = nRT.

!

Figura 1.7: Um mergulhador desprovido de equipamento de mergulho tem sua capacidade pulmonar reduzida pelo aumento da pressão em seus pulmões.

Figura 1.6: Robert Boyle.

A lei de Boyle fornece base para explicar as alterações que ocorrem na capacidade respiratória de mergulhadores no mergulho livre. Nossos pulmões têm uma capacidade média de seis litros de ar à pressão atmosférica. Quando um mergulhador atinge profundidades de algumas dezenas de metros, está sujeito a uma pressão muito maior; desta forma, sua capacidade pulmonar diminui sensivelmente.

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Boyle definiu elemento como qualquer substância que não pode

ser dividida em substâncias ainda menores. Afirmou ainda que a matéria

é composta por “corpúsculos” (átomos) de várias espécies e tamanhos

capazes de formarem grupos, sendo que cada um deles constitui uma

substância química. Com estas hipóteses, Boyle fez renascer as antigas

idéias de Demócrito sobre a estrutura da matéria.

Na tentativa de explicar o fenômeno da combustão, Georg

Stahl (1660-1734) propôs, em 1697, a teoria na qual entendia que as

substâncias queimavam porque eram ricas em uma certa substância

chamada flogisto. A palavra flogisto vem do grego e significa “eu

inflamo”. Segundo esta teoria, um corpo combustível era constituído de

“terra metálica” e flogisto. A combustão era, segundo Stahl, a liberação

do flogisto, que se manifestava sob a aparência de fogo livre.

Você conseguiu entender? Vamos explicar! Para Stahl, a queima

de um metal era vista como a perda do flogisto, deixando apenas a “cal”

do metal (o óxido formado pela reação de combustão). Hoje entendemos

este processo como uma reação de oxidação, com a formação de óxido

do metal, segundo o esquema: Metal + oxigênio → óxido do metal.

O mesmo princípio se aplicava à queima do carvão, produzindo

gás carbônico. A chama nada mais era do que abundância de flogisto,

como está ilustrado na Figura 1.8.

A teoria do flogisto ganhou um grande número de simpatizantes,

mas teve de enfrentar uma dificuldade que levou, mais tarde, à sua

queda: verificou-se que os materiais resultantes da combustão (chamados

materiais “deflogisticados”) pesavam mais do que o material com

flogisto. Hoje podemos entender que esse fato é absolutamente coerente:

a oxidação de um metal, por exemplo, o transforma no seu óxido; a

substância formada tem massa maior que o metal puro, pois a ele foi

incorporado o oxigênio do ar. Entretanto, na época de Stahl, não se sabia

que a combustão era devida à reação das substâncias com o oxigênio.

A descoberta do oxigênio por Joseph Priestley (1733-1804) e

experiências bastante mais elaboradas de combustão de materiais à luz

dessa nova descoberta, realizadas pelo próprio Priestley e por Antoine

Lavoisier (1743-1794), destruíram a teoria do flogisto. Estamos no

final do século XVIII e no começo de uma nova era para a Química. Figura 1.8: Segundo Stahl, a combustão era a liberação de flogisto, que saía pela chama do material queimado.

saída de flogisto

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Com isso, podemos ver que a história desta ciência vai muito além de

uma simples história. Vamos parar por aqui!

Faça a Atividade Final para “fechar” esta breve introdução do

curso.

Figura 1.9: Joseph Pristley.

ATIVIDADE FINAL

O ferro se transforma em ferrugem (óxido de ferro) pelo contato com o oxigênio

do ar atmosférico. Imagine que você tem a reação ferro + oxigênio → óxido de

ferro. Como você mostraria que a teoria do flogisto não é válida?

____________________________________________________________________________

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RESPOSTA COMENTADA

A teoria do flogisto foi uma tentativa de explicar os processos de combustão

dos materiais. Uma dificuldade observada foi que a massa do material

queimado era, muitas vezes, maior que a do material original. Este é o caso

da oxidação de um metal. Na reação dada, um metal se transforma em seu

óxido pela ação do oxigênio do ar. Se você pesar o material antes e depois

da combustão, verá que o material oxidado tem massa maior que o metal

puro. Se houvesse perda do flogisto do metal, o material queimado deveria

ficar mais leve, o que entra em contradição com os resultados experimentais

e mostra a inconsistência da teoria do flogisto.

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INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA

Na próxima aula, você vai acompanhar o fabuloso desenvolvimento da Química

nos séculos XIX e XX, e as perspectivas atuais desta ciência.

A história da Química se confunde com a história da humanidade. Desde tempos

imemoriais, a Química está presente no cotidiano do homem. Uma medida do grau

de desenvolvimento de um povo pode ser dada pelo número de materiais que

podem ser manipulados por ele. A Química dos povos antigos e da Idade Média

era essencialmente empírica; pouco interesse havia em compreender a natureza

mais íntima da matéria. Com o Renascimento, inaugurando a Idade Moderna e

trazendo o método científico sistemático de investigação, a Química passa, ao fim

do século XVIII, a ter o status de ciência.

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2AULAMetas da aula

Apresentar os principais períodos da evolução da Química, desde Lavoisier até os dias atuais.

Descrever o modelo atômico de Dalton.


Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais

• Aplicar a teoria atômica de Dalton à representação de processos químicos.

• Identificar algumas áreas importantes da Química contemporânea.

Pré-requisito

Para acompanhar esta aula, você deverá rever o percurso histórico que foi apresentado na

Aula 1 desta disciplina.

objetivos

Elementos de Química Geral | Evolução da Química: de Lavoisier até os dias atuais

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INTRODUÇÃO Vimos na aula anterior que, ao final do século XVIII, as bases científicas da

Química foram estabelecidas, dando a ela o status de ciência exata. O químico

francês Antoine Lavoisier foi fundamental neste processo. Graças a ele, as leis

das combinações químicas ficaram bem estabelecidas, permitindo que, no início

do século XIX, John Dalton propusesse o primeiro modelo atômico consistente

com os dados experimentais disponíveis na época. A partir daí, um crescimento

impressionante de técnicas de análise e síntese de compostos químicos marcou

os séculos XIX e XX. Nesta aula, você vai acompanhar o notável desenvolvimento

da Química, tanto na parte experimental quanto teórica, desde o final do século

XVIII até os dias atuais.

LAVOISIER E DALTON

Em 1789, no seu Tratado elementar de Química, Antoine Lavoisier

(1743-1794) fala das suas experiências com a combustão de metais e

outros elementos. Ele observou que o aumento da massa do material

queimado não se dá pela perda do flogisto (lembra do final da aula

anterior?), mas sim pela incorporação de uma certa quantidade de ar

(mais precisamente de oxigênio) ao metal. Seus trabalhos de análise

quantitativa dos produtos obtidos nas reações de combustão e em outras

reações químicas o levaram a propor a LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA, e

ajudaram Joseph Proust (1754-1826) a estabelecer a LEI DAS PROPORÇÕES

D E F I N I D A S . Estas duas leis formam a base da estequiometria, que você

estudará detalhadamente mais adiante em nosso curso.LE I D A C O N S E R V A Ç Ã O D A M A S S A (Lavoisier) Em uma reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. “Na Natureza nada se perde, nada se cria. Tudo se transforma”.LE I D A S P RO P O R Ç Õ E S D E F I N I D A S (Proust) Um composto é formado por elementos específicos combinados sempre na mesma proporção em massa.

Figura 2.1: Antoine Lavoisier.

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Além da lei da conservação da massa, podemos destacar como

contribuições de Lavoisier:

a) a definição precisa de elementos químicos e sua descrição;

b) a descrição dos compostos químicos formados pelas

combinações entre os elementos;

c) a primeira nomenclatura sistemática dos compostos inorgânicos,

usando seus elementos constituintes;

d) a composição quantitativa dos compostos pelo uso de balanças

de precisão;

e) medições quantitativas das propriedades térmicas dos

elementos, dos compostos e das reações entre eles, pela construção e

uso de calorímetros.

Se não inaugurou, Lavoisier fez avançar em muito a Química

Analítica, Química Inorgânica e Termodinâmica Química. Os resultados

das experiências de Lavoisier e Proust forneceram a base sobre a qual

John Dalton (1766-1844) pôde formular, em 1808, o seu modelo atômico.

Neste primeiro modelo quimicamente consistente, Dalton propôs que:

a) a matéria é composta por partículas indivisíveis chamadas

átomos;

b) todos os átomos de um elemento particular são idênticos em

massa e outras propriedades;

c) os átomos de diferentes elementos diferem em massa e outras

propriedades;

d) os átomos são indestrutíveis e simplesmente

se rearrumam nas reações químicas. Eles não se

dividem;

e) quando os átomos de diferentes elementos

se combinam para formar compostos, eles formam

partículas novas, mais complexas. As partículas de

qualquer composto sempre contêm a mesma proporção

fixa de átomos.

Podemos imaginar o átomo de Dalton como uma

esfera maciça e extremamente pequena. Átomos de um

mesmo elemento correspondem a esferas iguais em

natureza e tamanho. Átomos de elementos distintos são

representados por esferas também distintas. A formação

de um composto é descrita pela combinação de esferas,

em proporção definida pela lei de Proust.

Figura 2.2: John Dalton.

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O processo de formação da água a partir do hidrogênio e do

oxigênio, por exemplo, seria descrito pelo modelo de Dalton como a

aproximação de duas pequenas esferas ligadas entre si (representando

a molécula de hidrogênio, H2) a uma esfera maior, representando um

átomo de oxigênio. A molécula de H2O seria representada pela ligação

destas três esferas, como ilustrado na Figura 2.3.

Figura 2.3: Formação da água segundo o modelo de Dalton. Neste modelo, os átomos são esferas maciças e de tamanho e massa característicos de cada átomo, e as moléculas são representadas por esferas unidas entre si.

A teoria atômica de Dalton sofreria, entretanto, profundas

modifi cações, por já se saber ao fi nal do século XIX que os átomos não

eram indivisíveis. Ainda assim, ela continua descrevendo precisamente

como a matéria se combina quimicamente segundo as leis de Lavoisier

e Proust.

1. Faça uma representação da reação H2 +CO2 → H2O + CO utilizando esferas de tamanho ou de cor diferente para representar os átomos de hidrogênio, carbono e oxigênio, segundo o modelo de Dalton. _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você deve desenhar inicialmente duas esferas pequenas unidas para

representar a molécula de H2, e três esferas unidas para representar

o dióxido de carbono. A forma como você vai unir as três esferas

mostra se você percebe ou não como o carbono se liga aos átomos

de oxigênio. A forma correta é colocar a esfera do carbono no centro

e as esferas dos oxigênios uma em cada lado, com as três esferas em

linha reta. Em seguida, você deve representar os produtos da reação.

Para a água, faça como no CO2 , com o átomo de oxigênio no centro.

A rigor, há um ângulo diferente de 180° entre as ligações O-H. Para

entender mais sobre a geometria de moléculas, aguarde a Aula 11.

A representação do CO é simples: duas esferas unidas representando

a ligação C=O.

ATIVIDADE

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A QUÍMICA DO SÉCULO XIX

Os avanços tecnológicos ocorridos no século XIX – pelo

desenvolvimento das máquinas térmicas, pelo domínio da eletricidade,

pela melhora de equipamentos ópticos de precisão e pelos estudos sobre

o magnetismo – permitiram a descoberta de muitos novos elementos

químicos. Também, graças a esses avanços, houve grande progresso na

caracterização de compostos por técnicas não só puramente químicas,

mas também por determinações ESPECTROSCÓPICAS, POLARIMÉTRICAS E

ELETROQUÍMICAS.

Talvez a melhor forma de ilustrar a importância dos acontecimentos

ocorridos naquele século, na área da Química, seja traçar uma pequena

cronologia em que vamos destacar alguns eventos, bem como os químicos

que os produziram. Acompanhe esta cronologia na Tabela 2.1 a seguir:

ESPECTROSCOPIA

É o estudo da luz absorvida

ou emitida pelos corpos sólidos,

líquidos ou gasosos.

PO L A R I M E T R I A

É o estudo do desvio do plano

da luz polarizada quando atravessa

uma substância quiral (nos compostos

orgânicos, é a que apresenta carbono

assimétrico).

EL E T RO Q U Í M I C A

É o estudo dos efeitos da passagem

de uma corrente elétrica sobre

sólidos inorgânicos e orgânicos,

líquidos puros ou soluções.

Tabela 2.1: Alguns eventos importantes na área da Química no século XIX

Ano Evento

1801Humphrey Davis utilizou células eletrolíticas na decomposição de compostos

1803 Jön Berzelius realiza a decomposição eletrolítica de sais

1807 Humphrey Davis obtém sódio e potássio por eletrólise

1811Amedeo Avogadro estabelece que volumes iguais de gases diferentes têm o mesmo número de partículas

1813Jean-Baptiste Biot descobriu que a luz tem seu plano de propagação girado ao atravessar uma placa de quartzo e a seguir uma solução de sacarose

1815Jön Berzelius calcula fórmulas de compostos orgânicos a partir de dados analíticos experimentais

1828Franz Wöhler converteu o cianato de amônio em uréia, realizando assim a primeira síntese de um composto orgânico a partir de um inorgânico

1833Michael Faraday expôs as leis da eletrólise e estabeleceu a nomenclatura ainda hoje usada em eletroquímica

1846Thomas Graham explicou a lei da efusão dos gases em pequenos orifícios

1858Stanislao Cannizzaro mostrou a diferença entre pesos atômicos e moleculares

1861Friedrich Kekulé definiu a química orgânica como a química dos compostos do carbono

1861Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff descobriram o césio e o rubídio por técnicas espectroscópicas

1869Dimitri Mendeleev criou o sistema de classificação periódica dos elementos.

1874Jacobus van’t Hoff demonstrou que as quatro ligações do carbono estão distribuídas em forma de tetraedro

1884Svante Arrhenius demonstrou que os eletrólitos se dissociam em íons, átomos ou grupos de átomos que transportam carga elétrica positiva ou negativa

1896 Henri Becquerel descobre a radioatividade

1897 Joseph John Thomson descobre o elétron

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LA

2


24 CEDERJ CEDERJ 25

Você certamente não entendeu o significado de muitos termos que

apareceram na tabela anterior. Não se preocupe, pois a idéia aqui é apenas

ilustrar a nossa discussão com eventos importantes na área da Química do

século XIX. Você pode consultar alguns sites especializados em história

da Química para obter mais informações sobre estes eventos. Podemos

citar, por exemplo, o seguinte endereço: http://www.sobresites.com/

ciencia/historiadaciencia.html; além de outros que estão listados ao

final desta aula.

Apesar de parecer longa, a tabela apresentada está longe de ser

completa. Ela ilustra apenas a evolução extraordinária da Química

no século XIX e aponta claramente para a descoberta das partículas

subatômicas, formadoras dos átomos.

O vencedor do primeiro Nobel em Química foi Jacobus van’t Hoff (1852-1911), que recebeu esse prêmio em 1901 pelas suas pesquisas em dinâmica química e pelos estudos de pressão osmótica em soluções. Este assunto é de extrema importância em ciências biológicas e você vai aprender mais sobre ele no estudo das propriedades coligativas de soluções.

A QUÍMICA DO SÉCULO XX E DOS DIAS ATUAIS

Ao final do século XIX, o desenvolvimento da Química era

tão amplo que já existiam “divisões” dela em áreas de conhecimento

específico. A Química Inorgânica, Orgânica, Analítica e Físico-Química

estavam estruturadas. A Química dos sistemas biológicos, devido à sua

grande complexidade, ainda não tinha tido um desenvolvimento tão

acentuado, mas este quadro se modificaria rapidamente no século XX,

quando ganhou impulso extraordinário graças aos sofisticadíssimos

equipamentos que começaram a surgir.

Os avanços na Espectroscopia e o domínio das leis da eletricidade e

do magnetismo permitiram descobrir e caracterizar partículas subatômicas.

A determinação da relação entre a carga e a massa de partículas

carregadas eletricamente levou à construção dos espectrômetros de

massa. A espectroscopia de amostras na presença de campos magnéticos

levou à construção dos aparelhos de ressonância magnética nuclear; hoje,

versões destes aparelhos são amplamente utilizadas na medicina.

AU

LA

2


24 CEDERJ CEDERJ 25

Figura 2.4: Aparelhos de ressonância magnética são hoje amplamente utilizados na área médica para diagnóstico.

A descoberta das partículas subatômicas levou à formulação

de novos modelos atômicos, dos quais destacamos os de Niels Bohr

(1871-1937) e de Erwin Schrödinger (1887-1961). Estes modelos serão

discutidos com detalhes nas próximas aulas.

Os modelos criados para explicar as ligações entre os átomos

evoluíram a tal ponto que levaram a estabelecer um novo ramo: a

Química Teórica. O notável desenvolvimento da eletrônica, levando-nos

aos microcomputadores e equipamentos extremamente sofisticados,

tornou possível controlar experiências em nível molecular e realizar

cálculos químicos que permitem prever as propriedades de moléculas

tão grandes quanto polipeptídeos, carboidratos e polímeros.

Novamente, um pequeno panorama cronológico pode ser traçado

para facilitar a visualização da evolução da Química no século XX. Ele

está apresentado na Tabela 2.2 a seguir.

Tabela 2.2: Alguns eventos importantes na área da Química no século XX

Ano Evento

1901Mikhail Tsvet inventou o papel cromatográfico como meio de separação de pigmentos

1909 Sören Sörensen inventou a escala de pH

1911 Niels Bohr propôs o seu modelo atômico

Figura 2.5: Niels Bohr.

Figura 2.6: Erwin Schrödinger.

AU

LA

2


26 CEDERJ CEDERJ 27

1912Max Von Laue mostrou que os cristais eram compostos por camadas regulares e repetidas de átomos, através da difração de raios X

1914Henry Moseley elaborou a tabela periódica baseada no número atômico, que ele igualou à carga positiva do núcleo de um átomo

1916 Gilbert Lewis explicou a ligação covalente como sendo uma distribuição dos elétrons

1925Erwin Schrödinger estabeleceu o modelo dos orbitais para o átomo de hidrogênio

1927Heitler e London descrevem a formação da molécula de hidrogênio à luz da mecânica quântica

1930Arne Tiselius inventou a eletroforese, que separa partículas em suspensão em um campo elétrico

1932 Harold Urey descobriu o deutério, um isótopo do hidrogênio

1940 Edwin McMilan e Philip Abelson sintetizaram o primeiro elemento transurânico (de número atômico maior do que o urânio), o neptúnio, bombardeando urânio com nêutrons

1950Derek Barton deduziu que as propriedades de compostos orgânicos são afetadas pela orientação dos seus grupos funcionais

1953Francis Crick, Rosalind Franklin, James Watson e Maurice Wilkins determinaram a estrutura de dupla-hélice do DNA (ácido desoxirribonucléico) por difração de raios X

1962Neil Bartlett preparou o primeiro composto de um gás nobre, o hexafluoroplatinato de xenônio

1981Roald Hoffmann e Kenichi Fukui aplicaram a mecânica quântica para prever o caminho de reações químicas

1985Harold Kroto e David Walton descobriram os fulerenos, uma nova família de sólidos constituídos por coberturas fechadas de átomos de carbono

1993Químicos norte-americanos da Universidade da Califórnia sintetizaram a rapamicina, testada como agente anticanceroso

A observação feita após a Tabela 2.1 vale também para as informações contidas nesta tabela: você não precisa se preocupar em entender o significado de todos os termos que aparecem; muitos deles são altamente especializados e sua interpretação foge aos objetivos do nosso curso.

!

É notável que a Química do final do século XX e dos dias atuais

esteja voltada para as aplicações em sistemas biológicos. Você mesmo

pode concluir este fato olhando a seqüência de eventos mostrada na

Tabela 2.2. A moderna tecnologia permite não só sintetizar e analisar

moléculas muito complexas (como os fármacos mais diversos), mas

também modelar computacionalmente os efeitos destas moléculas

nos seres vivos. Parece não existirem mais fronteiras na Química e as

perspectivas futuras são ilimitadas.

AU

LA

2


26 CEDERJ CEDERJ 27

CONCLUSÃO

Numerosos produtos que consumimos no nosso dia-a-dia são

produzidos em decorrência de décadas de pesquisa e desenvolvimento,

visando a sua obtenção. A Química atual conjuga experiência prática,

avançados métodos de síntese e análise química e teorias sofi sticadas

que permitem desenhar fármacos, corantes e catalisadores antes mesmo

de serem produzidos. Esses métodos tiveram sua origem nos esforços

de outros grandes cientistas que, conhecendo o passado, avançaram em

seu tempo, abrindo o caminho para a imensa tecnologia que dispomos

nos dias atuais.

2. A diversidade de conhecimento químico atual e a interdisciplinaridade geraram uma série de subdivisões na área de Química. Descubra do que tratam as seguintes subáreas da Química e descreva, de forma sucinta, suas aplicações: a) Bioeletroquímica b) Química Marinha c) Química Forense d) Geoquímica e) Petroquímica

RESPOSTA COMENTADA

Você encontrará facilmente o signifi cado destas importantes áreas

de conhecimento, nas quais a Química e outras ciências têm uma

importante interface. A Bioeletroquímica se ocupa do estudo dos

princípios e aplicações da Eletroquímica nos processos biológicos. A

Química Marinha está voltada para a análise de materiais encontrados

no mar; tem um forte componente voltado ao meio ambiente. A Química

Forense está ligada às análises químicas e determinações de substâncias

em locais onde ocorreram fatos que podem estar relacionados a delitos.

Ambas são ramos da Química analítica. Finalmente, a Geoquímica e

a Petroquímica fazem a interface da química com as geociências. Na

Geoquímica, estuda-se a composição química e processos químicos

que ocorrem no globo terrestre; um ramo especial desta ciência é a

química do petróleo (Petroquímica).

ATIVIDADE

AU

LA

2


28 CEDERJ


Na próxima aula, você vai aprender os conceitos de matéria, propriedades e

transformações. Eles são essenciais para definir a Química como ciência.

Uma seqüência de eventos importantes, das experiências rigorosamente

quantitativas de Lavoisier até a formulação de modelos matemáticos extremamente

sofisticados para a compreensão da estrutura da matéria, levou a Química ao

status de ciência e trouxe grande desenvolvimento a esta área do conhecimento

humano. A descoberta de muitos equipamentos permitiu estabelecer vários ramos

da ciência química, com desenvolvimento particularmente notável na química de

sistemas biológicos.

R E S U M O

Meta da aula

Caracterizar elementos, substâncias simples e compostas e misturas.Descrever os estados físicos da matéria.

Descrever as unidades fundamentais do Sistema Internacional e aplicá-las na determinação de propriedades

fundamentais da matéria.

3AULAMetas da aula

objetivos

Propriedades gerais da matéria

Pré-requisitos

É importante você rever os modelos de constituição da matéria descritos nas Aulas 1 e 2. Isso vai ajudar

a compreender os conceitos expostos na primeira parte desta aula.

Esperamos que, ao final desta aula, você seja capaz de:

• Caracterizar substâncias simples, compostas e misturas.

• Identificar elementos comuns na tabela periódica.

• Avaliar propriedades e transformações, distinguindo se são de natureza física ou química.

• Determinar unidades de grandezas físicas com base nas unidades fundamentais do Sistema Internacional de Unidades (SI).

Elementos de Química Geral | Propriedades gerais da matéria

30 C E D E R J C E D E R J 31

AU

LA

3

A MASSA é, para um dado corpo, constante e independente do local

onde o corpo se encontra. Você deve distinguir claramente a massa de

um corpo de seu peso. O peso de um corpo é uma medida da força de

atração da gravidade sobre ele e depende do valor da força gravitacional.

Um mesmo objeto na Terra e na Lua tem pesos diferentes, embora sua

massa seja a mesma.

INTRODUÇÃO Você já aprendeu que a Química é a ciência que trata das propriedades e das

transformações da matéria. Agora, vamos especificar algumas propriedades

fundamentais da matéria e os tipos de transformações que vamos abordar

ao longo de nosso curso. Você vai aprender a distinguir os estados físicos

da matéria pelas suas características mais fundamentais. Vamos também

introduzir nesta aula conceitos importantes que permitem distinguir as

substâncias puras das misturas, e caracterizar as propriedades destas. Você

vai conhecer também as unidades utilizadas na determinação das propriedades

fundamentais da matéria. Através delas, as unidades de qualquer propriedade

podem ser obtidas.

TIPOS E COMPOSIÇÃO DA MATÉRIA

Definição de matéria

O mundo físico em que vivemos é formado por matéria, dos mais

diversos tipos. Observe a Figura 3.1. Nela estão representados um ser

vivo, um pequeno objeto contendo um líquido puro e um grande corpo

celeste. Estes corpos, animados e inanimados, são formados por matéria.

Matéria é tudo que contém massa e ocupa lugar no espaço. As folhas da

aula que você está lendo, o seu corpo, a água que você bebe e o ar que

você respira são exemplos de matéria.

Figura 3.1: O peixe, o copo com água e o planeta Saturno são formados por matéria.

MASSA

Massa é uma medida do quão difícil é começar o movimento de um corpo ou mudar a sua velocidade. Esta definição de massa é puramente operacional e vem das leis de Newton, que você aprendeu da Física elementar. A massa é propriedade intrínseca da matéria e não pode ser definida senão pelos efeitos que causa em outros corpos.



AU

LA

3

O valor do peso P de um corpo de massa m é dado por

P = mg

Em que g é a aceleração provocada pelo campo gravitacional. Na Terra, g = 9,8 m/s2 ao nível do mar e a 45° de latitude. O valor de g muda em relação à altura e à latitude.

!

Composição e tipos de matéria

As inúmeras evidências experimentais mostram que a matéria

é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos.

Embora a variedade de espécies de matéria seja extraordinária, existem

apenas pouco mais de cerca de cem tipos distintos de átomos.

Atente agora para as seguintes definições:

Um elemento químico é uma substância que não pode ser decomposta em substâncias mais simples por processos físicos ou químicos comuns.

Um átomo é a menor unidade de um elemento que detém suas propriedades.

Uma molécula é uma unidade química que contém dois ou mais átomos unidos por ligações químicas.

!

Átomos ou moléculas formadas pelo mesmo elemento são subs-

tâncias simples ou elementares. Substâncias formadas por moléculas

que contêm átomos diferentes são denominadas substâncias compostas

ou compostos.

O oxigênio (O2), por exemplo, é uma substância simples, formada

por moléculas que só contêm átomos do elemento oxigênio (O). Cada

molécula de oxigênio é formada por dois átomos de oxigênio. Já a água

(H2O) é um composto. Cada molécula de água contém dois átomos do

elemento hidrogênio (H) e um átomo do elemento oxigênio (O).

A observação de que a composição elementar de um composto é

sempre a mesma corresponde à lei das proporções definidas, formulada

por Proust por volta de 1800. Já vimos esta lei na aula anterior, está

lembrado?

Os compostos podem ser decompostos em substâncias elementares

que o formam. A água pode ser decomposta (por meio da eletrólise), por

exemplo, em hidrogênio e oxigênio.



AU

LA

3As substâncias (simples ou compostas) podem ser puras ou estar

misturadas com outras substâncias. Uma substância pura é formada

por átomos ou moléculas de uma só espécie. As misturas são formadas

por substâncias de natureza diferente. Se a composição e a aparência

da mistura for a mesma em toda a sua extensão, então temos uma

mistura homogênea ou solução. Caso contrário, temos uma mistura

heterogênea.

Ao adicionarmos sal de cozinha à água, por exemplo, verifi camos

que a mistura formada é homogênea em sua constituição e propriedades:

trata-se de uma solução. Já o sal de cozinha adicionado à areia do mar não

forma uma solução. Percebemos claramente os grãos de areia e os cristais

brancos do sal. Esta mistura é heterogênea.

1. Em uma bancada de laboratório estão quatro frascos contendo materiais distintos:

Identifi que o frasco que corresponde a uma: A) substância elementar puraB) composto puroC) mistura homogênea ou soluçãoD) mistura heterogênea

RESPOSTA COMENTADA

Você deve ter em mente as defi nições dadas no tópico que prece-

de esta atividade para bem desenvolvê-la. Lembre-se de que uma

substância pura é formada por átomos ou moléculas de uma só

espécie química; ela é elementar se só existe um elemento em sua

constituição, e composta se é formada por mais de um elemento

diferente. As misturas contêm mais de uma espécie química. São

homogêneas se têm aspecto e composição uniforme; caso contrário,

são heterogêneas. Assim, o conteúdo do frasco I é o de uma subs-

tância pura cujas moléculas são formadas por átomos de carbono,

hidrogênio e oxigênio; trata-se de um composto puro (B). O frasco

II contém uma mistura de dois compostos: a água (formada por

átomos de hidrogênio e oxigênio) e a sacarose (formada por áto-

mos de carbono, hidrogênio e oxigênio); como o açúcar é solúvel

ATIVIDADE

Frasco 1 2 3 4

Conteúdo Etanol Água e açúcarAzeite e

águaIodo



AU

LA

3

em água, o frasco II contém uma mistura homogênea ou solução (C).

O azeite e a água também formam uma mistura de dois compostos.

Entretanto, o azeite não se dissolve na água; temos, então, uma mistura

heterogênea no frasco III (D). Finalmente, o conteúdo do frasco IV é

o de uma substância pura formada por átomos do mesmo elemento

químico. Trata-se de uma substância elementar pura.

Representação dos elementos químicos

Um elemento é representado pelo seu símbolo. Normalmente, o

símbolo dado a um elemento é formado pela primeira letra de seu nome.

O símbolo do hidrogênio, por exemplo, é H, o do carbono é C e o do

oxigênio é O. Quando mais de um elemento tiver seu nome começando

pela mesma letra, as duas primeiras letras do nome serão usadas para

representá-lo. Os símbolos do cálcio e do cromo, que começam com a

mesma letra, são Ca e Cr, respectivamente.

Em muitos casos, parece que as regras acima não são cumpridas.

Isso ocorre porque muitos nomes de elementos vêm do latim. O símbo-

lo do sódio, por exemplo, é Na, que vem de natrium. Dessa forma, o

melhor é memorizar os símbolos dos elementos que aparecem com mais

freqüência. Alguns deles estão listados na Tabela 3.1 a seguir:

Tabela 3.1: Símbolos de alguns elementos comuns

Elemento Símbolo Elemento Símbolo

Nitrogênio N Alumínio Al

Flúor F Cobalto Co

Fósforo P Cobre Cu

Enxofre S Ferro Fe

Potássio K Sódio Na

Iodo I Zinco Zn

A lista dos elementos conhecidos, com seus símbolos e outras

importantes características, está contida na Tabela Periódica dos

Elementos, que você encontra no final deste livro. O estudo dessa tabela

faz parte do conteúdo da Aula 5.



AU

LA

3

ESTADOS DA MATÉRIA

Toda matéria pode existir em três estados, sólido, líquido e gasoso.

Estes três estados diferem na:

• distância entre as partículas que formam a substância

• intensidade das forças de atração entre as partículas

• intensidade e tipo de movimento de suas partículas

Em um sólido, as forças de atração entre as partículas são relativa-

mente fortes. As partículas se empacotam próximas umas das outras em

um arranjo estrutural rígido. Isso dá forma e volume defi nidos ao sólido,

como você pode visualizar no cubo de gelo mostrado na Figura 3.2.

2. Observe a tabela periódica. Localize nesta tabela o quadro correspondente ao elemento oxigênio e copie as informações contidas nele. Na Aula 5, você compreenderá a organização de cada quadro da tabela.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Embora esta tarefa seja muito simples, é importante que você

observe os detalhes de cada quadro da Tabela Periódica. Ele

apresenta o símbolo químico e nome do elemento considerado,

além de um número acima (o número atômico) e um número abaixo

(a massa atômica) no mesmo quadro. Na Aula 6, estudaremos

detalhadamente a estrutura desta tabela.

ATIVIDADE

Figura 3.2: Os cristais hexagonais do gelo têm uma arrumação regular e defi nida, que dão forma e volume defi nidos ao gelo.



AU

LA

3Existem dois tipos de sólidos, em função da diferença no arranjo das

partículas que eles contêm. Nos sólidos amorfos, as partículas estão presas

em um padrão orientado ao acaso. Nos sólidos cristalinos, as partículas

formam estruturas tridimensionais com padrão ordenado e regular. Nestas

estruturas, as partículas vibram em torno de suas posições de equilíbrio na

rede cristalina. Quando a temperatura é baixa, as vibrações são pequenas.

O aumento da temperatura faz aumentar a amplitude dessas vibrações até

que, no ponto de fusão do sólido, a rede cristalina se rompe.

Como exemplos de sólidos amorfos temos o vidro e os plásticos. Os metais são sólidos cristalinos, assim como o gelo, o açúcar (sacarose) e o sal de cozinha (cloreto de sódio). A rede cristalina do NaCl, por exemplo, tem o aspecto ilus-trado na Figura 3.3. Nela as esferas pequenas são átomos de Na,e as maiores, de Cl. Você pode observar o rigoroso ordenamento dos átomos na rede.

!

Figura 3.3: O NaCl é um exemplo de sólido cristalino; nele, os átomos têm um ordenamento rigorosamente definido.

Em um líquido, as partículas não estão presas tão firmemente quanto

em um sólido. Embora próximas umas das outras, podem mover-se de um

lugar para outro, deslizando umas sobre as outras. Por isso, um líquido

pode escoar de um lugar para o outro e tomar a forma do recipiente que

o contém, mantendo, entretanto, o seu volume.

Figura 3.4: Um líquido escoa e toma a forma do recipiente que o contém.



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3

Lembre-se da Aula 1: pela lei de Boyle, a pressão de um gás é inversamente proporcional ao volume do recipiente que o contém, se a temperatura for constante. Um cilindro de oxigênio, por exemplo, contém o gás a alta pressão; se abrirmos a válvula do cilindro para a atmosfera, o gás escapa e vai ocupar um volume muito maior, pois a pressão a que ele estará submetido é bem menor.

!

Em uma dada temperatura, as moléculas da superfície de um líquido

(ou próximas a ela) podem escapar, pois não estão presas às outras moléculas

com a mesma intensidade que no interior da massa líquida. Se não colidirem

com as moléculas do ar, elas não mais voltarão ao líquido. Este processo é

denominado evaporação do líquido.

O aumento da temperatura favorece a agitação das moléculas do

líquido, enfraquecendo as forças de atração até que, no ponto de ebulição

do líquido, as moléculas escapam completamente: o líquido se transforma

em gás.

Figura 3.5: Em um gás, as moléculas estão muito separadas umas das outras.

No gás, as partículas estão muito afastadas e viajam a grande

velocidade. O gás não tem forma nem volume definidos; ele enche com-

pletamente o recipiente que o contém. Ao se movimentarem através do

recipiente que o armazena, as moléculas do gás colidem com as suas

paredes. O efeito destas colisões é expresso pela pressão do gás dentro

do recipiente. Quanto maior o número de colisões com as paredes, maior

é a pressão do gás.

PROPRIEDADES E TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA

Toda substância tem um conjunto único de propriedades que a

distinguem das demais. A título de ilustração, algumas propriedades do

hidrogênio, do oxigênio e da água foram listadas na Tabela 3.2.



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3Tabela 3.2: Algumas propriedades da água, do hidrogênio e do oxigênio à

temperatura ambiente

Substância Água Hidrogênio Oxigênio

Estado Líquido Gasoso Gasoso

Densidade (g/mL) 1,00 0,84 x 10-3 1,33 x 10-3

Ponto de fusão (°C) 100 -253 - 183

Inflamável? Não Sim Não

As propriedades podem ser agrupadas em duas categorias:

• propriedades físicas – são medidas sem alterar a identidade e a

composição da substância. Exemplos de propriedades físicas são a cor,

o cheiro, a dureza, o ponto de fusão e o ponto de ebulição.

• propriedades químicas – descrevem como a substância pode se

alterar, ou reagir para formar outras substâncias. A capacidade que uma

substância tem de queimar em presença de oxigênio (ou de reagir com

ácidos e bases) é um exemplo de propriedade química.

Assim como as propriedades de uma substância, as transformações

que ela sofre são classificadas em:

• transformações físicas – são aquelas cuja substância muda a

sua aparência física, mas não muda a sua composição. A fusão e a

ebulição são exemplos de transformações físicas, nas quais a substância

muda de estado físico, mas continua com sua composição e identidade

inalteradas.

• transformações químicas – são aquelas cuja substância é trans-

formada em outra(s) substância(s) quimicamente diferente(s) dela. São

também chamadas reações químicas.

UNIDADES DE MEDIDA

Unidades fundamentais de medida

Muitas propriedades da matéria são quantitativas, ou seja, estão

associadas a números. Quando um número está associado a uma grandeza

medida, as unidades deste número sempre devem ser especificadas.

Se você medir a distância entre dois pontos, por exemplo, e não especificar a unidade, não saberemos se esta distância é em metros, centímetros ou quilômetros.

!



AU

LA

3As unidades usadas em medições científicas são derivadas do

sistema métrico, desenvolvido na França ao final do século XVIII. Em

1960, um acordo foi obtido para especificar um conjunto particular de

unidades métricas para uso em medições científicas. Estas unidades são

as do Sistema Internacional de Unidades (SI). O SI tem sete unidades

básicas, a partir das quais todas as demais são derivadas. Estas unidades

estão listadas na Tabela 3.3 a seguir:

Muitas vezes é conveniente usar prefixos para indicar frações

decimais ou múltiplos das várias unidades. O prefixo centi, por exemplo,

representa 10-2 (o centésimo) de uma unidade. A Tabela 3.4 apresenta

os prefixos mais utilizados em Química.

Tabela 3.3: Unidades fundamentais do Sistema Internacional de Unidades (SI)

Grandeza Física Nome da Unidade Símbolo

Massa Quilograma Kg

Comprimento Metro M

Tempo Segundo S

Corrente elétrica Ampère A

Temperatura Kelvin K

Intensidade da luz Candela cd

Quantidade de substância

Mol mol

Lembre-se de que a notação exponencial é utilizada para não carregarmos uma quantidade exagerada de zeros. Assim, 10n (n positivo) indica que temos n zeros após o número 1. Já 10-n indica que temos n zeros antes do número 1, sendo o primeiro deles seguido de vírgula. Por exemplo, 103 = 1000 e 10-3 = 0,001.

!



AU

LA

3Tabela 3.4: Prefixos mais utilizados no sistema métrico

Prefixo Símbolo Significado

giga G 109

mega M 106

quilo K 103

deci D 10-1

centi C 10-2

mili M 10-3

micro µ 10-6

nano n 10-9

pico p 10-12

femto f 10-15

A unidade SI de comprimento é o metro. Grandes distâncias

são medidas em quilômetros, e pequenas distâncias em submúltiplos

do metro (centímetros, milímetros ou micrômetros). A unidade SI para

massa é o quilograma. Seus submúltiplos são o grama (1 g = 10-3 kg),

a centigrama (1 cg = 10-2 g = 10-5 kg), o miligrama (1 mg = 10-3 g =

10-6 kg) e o micrograma (1 mg = 10-6 g = 10-9 kg).

Observe que a escolha do quilograma como unidade de massa não é usual, pois esta unidade é um múltiplo do grama. Em muitas situações práticas, o grama é usado ao invés do quilograma.

!

A chamada quantidade de substância é dada pelo número de

moles (ou móis) da substância presente. O mol é a quantidade de

substância que contém 6,02×1023 partículas (átomos ou moléculas).

Este número é chamado de número de Avogrado. Assim, 16 gramas de

oxigênio molecular e 98 g de ácido sulfúrico correspondem à mesma

quantidade (ambos têm 1 mol de cada substância), embora suas massas

sejam diferentes. Você vai aprender tudo sobre a relação entre massa e

quantidade de substância nas aulas de Estequiometria.



AU

LA

3

Unidades derivadas das unidades fundamentais

As unidades de base do SI permitem que se obtenha a unidade

de qualquer outra grandeza, basta que saibamos exprimir a grandeza

desejada em termos de grandezas fundamentais. A unidade da grandeza

desejada será uma combinação de unidades fundamentais, posto que

deriva destas.

Para se obter a unidade SI de uma grandeza qualquer a partir das

unidades fundamentais, procedemos da seguinte forma:

• Etapa 1 - Exprime-se a grandeza desejada em termos das

grandezas fundamentais do SI por uma relação matemática.

• Etapa 2 - A unidade da grandeza desejada é obtida pela

combinação de unidades das grandezas fundamentais que guarda a

mesma relação matemática obtida na primeira etapa.

Vamos aplicar estas etapas na determinação da unidade SI de

duas grandezas importantes em química: o VOLUME e a MASSA ESPECÍFICA

de um corpo.

3.a) O diâmetro de um glóbulo branco do sangue mede cerca de 42 µm. Exprima este valor em m e em nm.

b) Um médico prescreve uma dose de 0,1 g de um medicamento. Quantos tabletes contendo 25 mg do medicamento são necessários para satisfazer à prescrição?

RESPOSTA COMENTADA

a) Você precisa estar atento às transformações de unidades e ao

trabalho com as potências de 10 (notação exponencial).

Sabendo que 1 µm = 10-6 m, então 42 µm são 42×10-6 m ou

4,2×10-5 m. Sendo 1 nm = 10-9 m, então vale a seguinte relação

entre µm e nm: 1 m = 106 µm = 109 nm. Dividindo os dois últimos

membros por 106, vemos que 1 µm = 103 nm. Assim, 42 µm são

42×103 nm = 4,2×104 nm.

b) Este exercício segue o mesmo padrão do exercício anterior, logo

a recomendação para a sua execução é a mesma.

Sabemos que 1 g = 103 mg. Então, 0,1 g = 102 mg = 100 mg.

Cada comprimido tem 25 mg. Logo, precisamos de 100/25 = 4

comprimidos para ter a dosagem requerida.

ATIVIDADE

VOLUME

O volume (V) de um corpo defi ne o lugar ocupado pelo corpo no espaço tridimen-sional.

MASSA ESPECÍFICA

A massa específi ca (ρ), ou densidade de um corpo, é a razão entre a massa (m) do corpo e seu volume (V).



AU

LA

3

A massa específica se define pela relação

Então, lembrando as unidades de massa e de comprimento no SI,

a unidade SI de massa específica é o kg/m3.

Como os corpos podem ter as mais diversas formas, vamos con-

siderar um cubo de aresta L. O volume deste corpo é dado por

V = L3

Esta é a relação matemática entre a grandeza desejada (volume) e

as grandezas fundamentais do SI (no caso, o comprimento). A unidade da

grandeza desejada guarda com as unidades fundamentais a mesma relação

matemática dada pela equação anterior. Assim, sendo o metro a unidade

SI de comprimento, a unidade SI de volume é o metro cúbico (m3).

ρ = mV

= mL3

Em laboratório, é comum usarmos submúltiplos de unidade: o decímetro cúbico (1 dm3 = 10-3 m3) e o centímetro cúbico (1 cm3 = 10-6 m3). Estas duas últimas se relacionam ao litro (L), uma unidade muito usada, mas que não pertence ao SI. As relações são

1 dm3 = 1 L

1 cm3 = 1 mL

Logo, 1 L = 1 dm3 = 1000 mL = 1000 cm3

!

É mais comum exprimir a densidade em gramas por mililitro (g/mL ou g mL-1) para sólidos e líquidos, e gramas por litro g/L ou g L-1 para gases. A relação entre estas unidades e as unidades SI pode ser obtida como se segue:

1g/mL = 10-3 kg/10-3 L = 10-3 kg/10-6 m3 = 103 kg/m3

1 g/L = 10-3 kg/10-3 m3 = 1 kg/m3

!



AU

LA

3ATIVIDADES FINAIS

a) Identifique se as transformações a seguir são físicas ou químicas, marcando a

coluna correta:

Transformação Física Química

(A) Dissolução do açúcar na água

(B) Solidificação do ferro numa siderurgia

(C) Corrosão do ferro pela água do mar

(D) Queima da glicose em uma célula viva

b) Obtenha a unidade SI das grandezas a seguir, a partir de sua definição:

1) velocidade (razão entre a distância percorrida por um corpo e o tempo que o

corpo leva para percorrê-la).

2) aceleração (variação da velocidade de um corpo com o tempo)

3) força (produto da massa de um corpo pela aceleração a ele imposta)

4) pressão (razão entre a força exercida em um corpo e sua área)

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

c) O que pesa mais, um quilo de papel ou um quilo de chumbo? E quem tem maior

densidade? Justifique suas respostas.

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________



AU

LA

3RESPOSTAS COMENTADAS

a) Lembre-se dos conceitos mencionados no tópico PROPRIEDADES E

TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA. Uma transformação física mantém

a identidade da substância, enquanto uma transformação química

altera a substância, transformando-a em outras. Assim, (A) e (B) são

transformações físicas, enquanto (C) e (D) são químicas. A corrosão

leva o ferro à ferrugem (óxido de ferro), e a queima da glicose produz

gás carbônico e água.

b) Reveja as duas regrinhas estabelecidas no subtópico Unidades

derivadas das unidades fundamentais. Você precisa inicialmente

estabelecer a expressão da grandeza desejada em termos de grandezas

fundamentais do SI. A unidade da grandeza desejada é obtida pela

mesma relação entre ela e as grandezas fundamentais. Vamos analisar

os quatro casos propostos.

b.1) A velocidade (v) de um corpo é a razão entre a distância (L)

percorrida pelo corpo e o tempo (t) necessário para percorrer esta

distância. A expressão matemática definidora da velocidade é,

então, . A unidade de velocidade no SI será dada pela razão

entre as unidades de distância e de tempo. Então, teremos

b.2) A aceleração (a) é a razão entre a velocidade do corpo e o tempo

necessário para alterar sua velocidade. A expressão matemática defini-

dora da aceleração é a = vt

. Por sua vez, a velocidade é definida em

termos de grandezas fundamentais, como no item (1). A aceleração,

expressa em termos das grandezas fundamentais do SI, é dada por

. A unidade SI da aceleração será dada por

b.3) A força (F) é definida como o produto da massa (m) de um corpo

por sua aceleração (a): . A última igualdade

exprime a força em termos das grandezas fundamentais do SI. A

unidade SI de força será dada então por

Esta unidade recebe o nome de newton, (N). Assim, 1 N = 1 kg m s-2.

v = Lt

a = vt = L

t2

unidade de velocidade (SI) = unidade de distância (SI)

unidade de tempo (SI)= m

s= ms-1

unidade de aceleração (SI) = unidade de distância (SI)

(unidade de tempo (SI))2= m

s2= ms-2

F = ma = m = m vt

Lt2

unidade de força (SI) = unidade de massa (SI) x unidade de distância (SI)

(unidade de tempo (SI))2= m

s2= ms-2kg kg


44 C E D E R J

b.4) Por fim, a pressão (p) é a razão entre a força (F) e a área (A) de um

corpo: p = FA

= maL2 = mL

L2t2= m

Lt2 . Novamente, a última expressão

exprime a grandeza desejada (pressão) em termos de grandezas do

SI (massa, distância, comprimento e tempo). A unidade SI de pressão

é então dada por

Esta unidade é chamada de pascal, (Pa). Assim, 1 Pa = 1 N m-2 =

1 kg m-1 s-2.

c) A massa dos dois corpos é a mesma (1 kg), logo o peso é idêntico

(se ambos estiverem no mesmo lugar). O volume de 1 kg de papel

é muito maior do que o de 1 kg de chumbo. Então, lembrando que

a densidade é a razão entre a massa de um corpo e seu volume,

concluímos que a densidade do papel é menor que a do chumbo.

unidade de pressão (SI) = unidade de massa (SI)

(unidade de comprimento (SI)) x (unidade de tempo (SI))2= kg

m s2= m-1s-2kg

De uma célula microscópica aos corpos celestes, tudo que tem massa e ocupa lugar

no espaço é formado por matéria. As substâncias formadoras da matéria podem

ser simples ou compostas. Elas possuem uma série de propriedades e podem sofrer

transformações que alteram ou não a sua composição. A medida quantitativa

dessas propriedades é expressa por números com unidades bem definidas, obtidas

a partir de um conjunto de unidades fundamentais.

R E S U M O


Na próxima aula, vamos começar a discutir a estrutura íntima da matéria. Você

vai aprender a caracterizar as partículas formadoras dos átomos, dos quais toda

a matéria é formada.

4AULAMetas da aula

Listar as principais partículas formadorasdos átomos.

Definir número atômico, número de massae massa atômica.

Distinguir os vários isótopos de um elemento.


O átomo é divisível!

• Especificar o valor da carga e da massa das partículas fundamentais formadoras do átomo.

• Comparar a massa e o tamanho de um átomo com a de corpos macroscópicos.

• Determinar o número de prótons e nêutrons e o número de massa de um átomo.

• Determinar a massa atômica de um elemento pelo conhecimento da abundância relativa de seus isótopos.

Pré-requisitos

É importante que você releia os modelos teóricos da Aula 1 e a teoria atômica de Dalton, daAula 2, que vão ajudá-lo(a) a compreender

as idéias expostas na parte inicial desta aula. Você deve rever também o conceito

de elemento, Aula 3.

objetivos

Elementos de Química Geral | O átomo é divisível!

46 CEDERJ CEDERJ 47

INTRODUÇÃO Você já aprendeu o modelo atômico de Dalton, com base nas leis de Lavoisier e

Proust. De acordo com este modelo, os átomos são partículas indivisíveis, como

esferas maciças de tamanho microscópico. Segundo Dalton, a cada elemento

corresponde um tipo de átomo distinto, característico deste elemento.

Entretanto, à época de Dalton, não havia evidência direta da existência dos

átomos. À medida que foram desenvolvidos métodos experimentais para

estudar mais detalhadamente a natureza da matéria, surgiram indícios de que

a estrutura do átomo era mais complexa do que se pensava.

Nesta aula, você vai acompanhar as descobertas que levaram ao conhecimento

das principais partículas formadoras do átomo. A seguir, você vai aprender a

caracterizar um átomo pelo número destas partículas nele presentes e verá que,

em alguns casos, um elemento pode estar associado a átomos com números

diferentes de algumas destas partículas.

DESBRAVANDO O ÁTOMO

Raios catódicos e a descoberta do elétron

Em meados do século XIX, os estudos com gases sob baixa pressão,

(submetidos a uma descarga elétrica) apontavam a existência de uma

“radiação”, denominada raios catódicos (raios que saíam do cátodo).

Os gases são maus condutores de eletricidade à pressão ambiente, mas se tornam bons condutores sob baixa pressão. Colocando-se duas placas de metal (chamadas ânodo e cátodo) nas extremidades de um tubo contendo um gás a baixa pressão, e estabelecendo uma diferença de potencial, ocorrem vários fenômenos que dependem da pressão do gás. Se a pressão não for muito baixa, o gás brilha. Esta é a origem das lâmpadas ou a gás. Se a pressão for bastante baixa, surgem os raios catódicos.

Figura 4.1: Uma lâmpada fluorescente é um exemplo de tubo de descarga.

AU

LA

4


46 CEDERJ CEDERJ 47

Em 1897, J.J. Thomson resumiu as propriedades dos raios

catódicos. Ele demonstrou que estes:

1. Movimentavam pequenos anteparos colocados em sua

trajetória, indicando que tinham massa.

2. Eram desviados por campos elétricos e magnéticos, criados ao

longo dos tubos de gás, indicando que tinham carga.

3. Eram sempre da mesma natureza, independentemente do

material formador do cátodo.

A última observação mostrava que estas partículas estavam

presentes em qualquer material. Thomson as chamou de elétrons.

Medições quantitativas dos efeitos dos campos elétricos e

magnéticos sobre um feixe de raios catódicos permitiram que se obtivesse

a relação entre a carga e a massa do elétron. A medição independente

da carga do elétron permitiu a determinação do valor de sua massa. Os

valores hoje aceitos são listados na Tabela 4.1:

Tabela 4.1: Propriedades fundamentais do elétron

Propriedade Carga (e) Massa (me) e/me

Valor 1,6×10-19 C 9,1×10-31 kg 1,76×10-21 C/kg

A unidade de carga elétrica no SI - como você vê na Tabela 4.1 - é o coulomb (C), que é a carga transportada quando uma corrente de 1 ampère atravessa um condutor em um segundo.

A massa do elétron é extraordinariamente pequena. É cerca de

1.836 vezes menor que a massa de um átomo de hidrogênio, o mais leve

dos elementos conhecidos. A carga do elétron é negativa. O símbolo

indica o valor absoluto (módulo) de sua carga.

Radioatividade

Em 1896, Henri Becquerel descobriu que sais de urânio emitiam

espontaneamente uma radiação muito energética. Esse fenômeno foi

denominado radioatividade. Ele sugeriu a Pierre e Marie Curie que

investigassem os métodos de isolamento dos componentes radioativos

de um mineral. Nascia a Radioquímica, ramo da Química que lida com

a obtenção e estudo das propriedades químicas de materiais formados

por elementos radioativos, como o urânio.

AU

LA

4


48 CEDERJ CEDERJ 49

As pesquisas dos Curie foram estendidas por Ernest Rutherford

(1871-1937), que caracterizou as emissões radioativas como sendo de

três tipos diferentes. As propriedades destes diferentes tipos de emissão

são listadas na Tabela 4.2:

Tabela 4.2: Propriedades das emissões radioativas

Tipo de Emissão Carga (e) Natureza

α 2 Partículas de He2+

β -1 Elétrons

γ 0 Radiação de alta energia

Por esta tabela, você pode verificar que a emissão radioativa α é,

na verdade, um feixe de partículas carregadas (de carga positiva e igual

a duas vezes a carga do elétron) e de massa igual ao do átomo de He.

A emissão β é um feixe de elétrons, e a emissão γ (raios γ) é radiação de

alta energia. Estas emissões ocorrem espontaneamente nos átomos dos

elementos radioativos, como urânio, polônio e rádio.

Antoine Henri Becquerel (1852-1908) era descendente de uma tradicional família de físicos franceses. O fenômeno da radioatividade foi descoberto por acaso, enquanto ele estudava as propriedades fluorescentes dos sais de urânio. Pierre Curie (1859-1906) e sua esposa, Marie Curie (1867-1934), foram seus colaboradores e descobriram vários outros elementos radioativos, como o polônio e o rádio. Marie Curie foi a primeira mulher a receber um prêmio Nobel por seus trabalhos nessa área.

Os elementos radioativos têm grande importância na área médica. Como exemplo, citamos o cobalto e o iodo radioativo, usados na cura de doenças ou em exames de contraste. Entretanto, há um problema sério ao trabalhar com esses materiais: o tempo de exposição. Existem doses de radiação recomendadas, pois o excesso é extremamente danoso aos tecidos vivos.

Outras partículas subatômicas

As descobertas de Rutherford ampliaram o leque de partículas

subatômicas. Muitas outras partículas foram descobertas (e são até hoje),

mas para os químicos somente três são essenciais para caracterizar os

átomos: elétron, próton e nêutron. As propriedades destas três partículas

estão resumidas na Tabela 4.3:

AU

LA

4


48 CEDERJ CEDERJ 49

Tabela 4.3: Propriedades do próton, do elétron e do nêutron

Partícula Carga (e) Massa (mp)

Próton (p) +1 1

Elétron -1 1/1836

Nêutron 0 1,0013

Nesta tabela, a unidade de carga é o módulo da carga do elétron,

e a unidade de massa é a massa do próton. O próton e nêutron são muito

mais pesados que o elétron. A carga do próton é idêntica à do elétron,

porém de sinal contrário. O nêutron é uma partícula sem carga.

1. Refaça a Tabela 4.2 escrevendo os valores absolutos da carga e da massa de cada partícula. _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Para realizar essa atividade, você precisa saber os valores da carga e

da massa do elétron. O próton e o elétron têm a mesma carga em

módulo e o nêutron não tem carga. A massa do próton é 1.836 vezes

maior que a do elétron, e a do nêutron é 1,0013 vezes maior que a

do próton. Com estas informações e com o auxílio da Tabela 4.1, você

pode montar a tabela a seguir:

Partícula Carga Massa

Próton (p) +1,6×10-19 C 1,671×10-27 kg

Elétron -1,6×10-19 C 9,1×10-31 kg

Nêutron 0 1,673×10-27 kg

ATIVIDADE

O átomo nuclear

A descoberta das partículas subatômicas levou Rutherford a criar

um novo modelo para o átomo. Neste novo modelo, o átomo não era

visto como um corpo maciço e indivisível. Ele seria formado por um

núcleo denso e muito pequeno, contendo os prótons e nêutrons, presos

por fortes forças de atração. Em torno do núcleo, fi cariam os elétrons.

O núcleo seria extremamente pequeno se comparado ao átomo como

um todo. Este modelo nuclear do átomo vigora até hoje.

AU

LA

4


50 CEDERJ CEDERJ 51

Os átomos são partículas extremamente leves e pequenas. O

diâmetro de um átomo varia entre 1×10-10 m e 5×10-10 m, ou seja,

entre 100 a 500 pm. É mais comum medir as distâncias atômicas em

angstroms (Å), que vale 10-10 m. Assim, o diâmetro de um átomo varia

de 1 a 5 Å. Já o diâmetro dos núcleos é cerca de 10-4 vezes menor que

o do átomo como um todo. Como a massa do átomo está concentrada

no núcleo, a densidade do núcleo é extremamente alta, variando entre

1012 a 1013 g/cm3.

Você tem idéia da ordem de grandeza desses números? Os

exercícios da atividade a seguir vão ajudar a relacionar as dimensões

atômicas com a dos corpos que encontramos no nosso dia-a-dia.

Figura 4.2: Modelo nuclear do átomo (fora de escala).

As forças que prendem os prótons no núcleo são denominadas forças nucleares fortes. Elas são intensas o suficiente para vencer a repulsão eletrostática entre os prótons. Parece que os nêutrons desempenham importante papel na estabilização das forças nucleares fortes.

AU

LA

4


50 CEDERJ CEDERJ 51

IDENTIFICANDO OS ÁTOMOS DE UM ELEMENTO

Número atômico e número de massa

Um átomo de um dado elemento químico é caracterizado pelo

seu número atômico Z.

2. a. O diâmetro de um átomo de carbono é de 1,5 Å. Quantos átomos de carbono poderiam ser alinhados lado a lado se comparados à ponta de um lápis, com 0,3 mm de espessura?

2. b. Qual seria a massa de um pequeno cubo, de 1 cm de aresta, feito de um material com a densidade dos núcleos de um átomo?

RESPOSTA COMENTADA

2. a. A primeira etapa que você deve tomar para resolver este exercício

é converter os dois números dados à mesma unidade (metros):

1,5 Å = 1,5×10-10 m

0,3 mm = 0,3×10-3 m = 3×10-4 m

Dividindo os dois números, obtemos a resposta: 3×10-4/1,5×10-10 =

2×106 átomos de C. Portanto, são necessários dois milhões de átomos

de carbono enfi leirados lado a lado para se obter uma ponta de lápis

comum!

2. b. Você precisa recordar a defi nição de densidade estudada ao fi nal

da Aula 3:

Então massa = densidade × volume. O volume (V) de um cubo de lado

L é dado por V = L 3, e é 1 cm3. A densidade dos núcleos da ordem

de 1013 g/cm3. Então:

massa = 1×1013 (g/cm3) × 1 (cm3) = 1×1013 g = 1×1010 kg

(Veja como a unidade correta aparece ao fi nal da conta!). Para você

ter uma idéia do que isto representa, um cubo de chumbo de mesmo

volume tem massa igual a 11,34 g!

ATIVIDADE

densidademassavolume

=

O número atômico (Z) de um elemento é dado pelo número de prótons (p) do átomo de um elemento. Em um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons.

!

AU

LA

4


52 CEDERJ CEDERJ 53

Como a carga do próton cancela a do elétron, o número atômico

Z nos informa também quantos elétrons há em um átomo neutro daquele

elemento.

O magnésio (Mg), por exemplo, tem 12 prótons em seu núcleo;

logo, há doze elétrons em volta do núcleo. Por isso, a identidade de um

elemento é ditada somente pelo número de prótons, independentemente

do número de elétrons ou de nêutrons.

É possível remover ou adicionar um ou mais elétrons de um átomo (formando os íons), ou termos átomos do mesmo elemento com números de nêutrons diferentes (os isótopos). Em todos estes casos, o número de prótons não se altera. Daí ser o número atômico Z a entidade que caracteriza um dado elemento químico.

Já vimos que a massa de um átomo está concentrada no núcleo,

onde estão os prótons e os nêutrons.

Já vimos que a massa de um átomo está concentrada no núcleo, onde estão os prótons e os nêutrons. O número de massa M de um elemento é dado pela soma do número de prótons (p) e do número de nêutrons (n) do átomo que representa esse elemento.M = p + n

!

Uma notação conveniente para representar o número atômico Z

e o número de massa M de um elemento X qualquer é:

ZM X

O oxigênio, por exemplo, que possui 8 prótons e 8 nêutrons, é

representado por 0816O . Uma notação mais compacta seria 16O, ou ainda

oxigênio-16.

Os elementos conhecidos estão ordenados em ordem crescente na

Tabela Periódica que se encontra na contracapa deste livro. Nesta tabela,

o número atômico encontra-se acima do símbolo do elemento. Você deve

consultá-la para resolver os problemas da próxima atividade.

AU

LA

4


52 CEDERJ CEDERJ 53

ISÓTOPOS DE UM ELEMENTO

No começo do século XIX, Dalton desenvolveu sua teoria atômica

com base na idéia de que cada elemento era formado por átomos de

uma só espécie. Cerca de um século depois, Frederick Soddy (1897-

1956) provou que o neônio (Ne) era formado por dois tipos de átomos

diferentes. Alguns átomos tinham número de massa 20, e outros 22 (mais

tarde foi descoberto um terceiro tipo de Ne, com M = 21). O número

atômico do Ne é 10, logo existem 10 prótons. Assim, concluímos que

os tipos distintos de Ne diferem no número de nêutrons. Os tipos de

átomo de um elemento que diferem pelo número de nêutrons (mas têm

o mesmo número de prótons) são os isótopos do elemento.

Após a descoberta de Soddy, foram identifi cados muitos isótopos

dos outros elementos. Na verdade, são poucos os que têm um só tipo de

átomo. Mesmo o hidrogênio (o elemento mais leve que se conhece), tem

três isótopos distintos, cujas propriedades estão listadas na Tabela 4.4:

3. Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons do átomo neutro de 06

12C , cobalto-60 e 131I.

RESPOSTA COMENTADA

Você precisa lembrar que:

• Em um átomo neutro, o número de prótons (p) é igual ao de

elétrons (e).

• A soma do número de prótons (p) com o de neutros (n) é o número

de massa (M) de um átomo.

1) Para o 0612C : p=6, e = 6, M = 12 e n = M – p = 6. Neste exemplo,

usou-se a notação ZM X1 para representar o elemento C;

2) Consulte a Tabela Periódica e descubra que o cobalto tem Z = 27;

logo p = 27, e = 27. Como a massa dada é M = 60, então n = 60

– 27 = 33.

(c) Consulte a Tabela Periódica e veja que o iodo tem Z = 53. Então,

p = 53, e = 53. Como a massa dada é M = 131, então n = 131 – 53

= 78.

ATIVIDADE

AU

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54 CEDERJ CEDERJ 55

Tabela 4.4: Propriedades dos isótopos do hidrogênio

Isótopo N° atômico Nº de massa Nº de nêutrons

11H 1 1 0

12 H 1 2 1

13H 1 3 2

O isótopo 12 H tem um nome e um símbolo especiais – é o deutério (D). A água

deuterada é feita de deutério, no lugar do ¹H.O deutério é muito utilizado como marcador de substâncias químicas. Neste caso, substitui-se um ou mais átomos de 1H por átomos de 2H; o composto resultante é mais pesado e o local onde o deutério entrou na molécula pode ser mapeado, dando informações estruturais sobre o composto de interesse.

Na Figura 4.3 você pode visualizar os núcleos do 11H e do 1

2 H .

Embora nos dois casos o núcleo contenha um próton, o número de

nêutrons muda, caracterizando os isótopos do elemento.

Isótopos importantes em aplicações biológicas são o cobalto-60 e

o iodo-131. O cobalto-60 é um radioisótopo usado na teleterapia, que

consiste em irradiar um sítio canceroso com raio-X ou raios gama de

uma fonte externa contendo este elemento. O iodo-131 é utilizado em

Medicina Nuclear para exames de tireóide.

Figura 4.3: Os isótopos 11H e 1

2 H do hidrogênio diferem no número de nêutrons no núcleo.

Próton Nêutron

AU

LA

4


54 CEDERJ CEDERJ 55

MASSA ATÔMICA

Uma vez que os átomos são tão pequenos e leves, não é prático

medir a massa de um pequeno número deles. Foi escolhido arbitrariamente

um tipo de átomo como padrão para medição de massas e, então, foi

desenvolvida uma escala de medições relativas de massa. Nesta, atribui-se

o valor exato de 12,000 unidades de massa atômica (u.m.a) ao isótopo

mais abundante do carbono, o 12C. A massa desse isótopo tem o valor

de 1,992×10-26 kg. Logo,

1 u.m.a. = 1,660×10-27 kg

Nesta escala, as massas de cada tipo de átomo são especifi cadas

em relação ao valor da massa do isótopo 12C do carbono. Por exemplo, o 16O tem massa 1,3333 vezes maior que a massa do 12C. A massa atômica

do 16O, em u.m.a, é 1,233×12 = 16.

Já aprendemos que muitos elementos têm, pelo menos, dois

isótopos que ocorrem naturalmente. Dessa forma, uma amostra desses

elementos contém uma mistura de diferentes isótopos. A abundância

percentual indica a contribuição percentual de um isótopo correspondente

à ocorrência natural de um elemento.

4. O oxigênio possui três isótopos: 16O, 17O e 18O. Monte uma tabela semelhante à Tabela 4.4 para os isótopos do oxigênio:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você já sabe que o oxigênio tem Z = 8. Como os números de massa dos

isótopos são 16, 17 e 18, o número de nêutrons em cada isótopo é de

8, 9 e 10, respectivamente. A tabela que você vai montar fi ca assim:

Isótopo N° atômico Nº de massa Nº de nêutrons

0816O 8 16 8

0817O 8 17 9

0818O 8 18 10

ATIVIDADE

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4


56 CEDERJ CEDERJ 57

O cloro, por exemplo, tem dois isótopos: o 35Cl e o 37Cl. As

abundâncias percentuais de cada um destes isótopos são de 75,53%

para o primeiro e 24,47% para o segundo. Uma amostra de átomos de

cloro contém esses isótopos na proporção de suas abundância naturais.

A massa atômica do cloro é dada por:

35 u.m.a×0,7553 + 37 u.m.a×0,2447 = 35,5 u.m.a

Observe que o valor da massa atômica do cloro foi obtido

somando-se os produtos dos números de massa dos isótopos do cloro

multiplicados pela fração que corresponde à abundância percentual de

cada isótopo.

A massa atômica de um elemento é a média dos números de massa dos isótopos do elemento, ponderada pela abundância percentual de cada isótopo do elemento. A massa atômica é expressa em unidades de massa atômica (u.m.a).

!

Lembre-se de que a percentagem é uma forma de exprimir uma fração. Por exemplo, 75,53% quer dizer 75,53/100 = 0,7553.

!

5. O magnésio (Mg) tem três isótopos: 24Mg, 25Mg e 26Mg. Complete a tabela a seguir e calcule a massa atômica do magnésio.

Isótopo Abundância % p M n

24Mg 78,99

25Mg 10,00

26Mg 11,01

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

A montagem da tabela é semelhante a que você fez na Atividade 4.

Consultando a Tabela Periódica, você pode verifi car que o Mg tem doze

prótons. Isto permite completar a tabela como segue:

ATIVIDADE

AU

LA

4


56 CEDERJ CEDERJ 57

CONCLUSÃO

As experiências realizadas ao final do século XIX e começo do

século XX mostraram que o átomo não é uma partícula maciça, como

pensava Dalton, mas formado por muitas partículas com massa e carga

elétrica definidas. O modelo nuclear do átomo é o que vigora até hoje.

Isótopo Abundância % P M N

24Mg 78,99 12 24 12

25Mg 10,00 12 25 13

26Mg 11,01 12 26 14

Para o cálculo da massa atômica, devemos considerar a contribuição de

todos os isótopos do Mg, ponderadas pelas suas abundâncias relativas.

A massa atômica é dada por 24×0,7899 + 25×0,1000 + 26×0,1101

= 24,32 u.m.a.

ATIVIDADES FINAIS

a) Complete os espaços em branco da seguinte tabela:

Símbolo 58Ni 33S

Número de prótons 10

Número de nêutrons 10 30

Número de elétrons no átomo neutro 25

b) O gálio (Ga) tem dois isótopos naturais: 69Ga e 71Ga. As massas destes isótopos,

em u.m.a, são 68,929 e 70,925, respectivamente. Determine as abundâncias

percentuais destes isótopos do Ga.

RESPOSTA COMENTADA

a) Você precisa consultar a Tabela Periódica para resolver este exercício,

que é semelhante ao que foi feito na Atividade 3. Deve recordar também as

definições de número atômico (Z) e número de massa (M); ainda, para um

dado elemento X, a representação destas grandezas é dada pelo símbolo

ZM X . Lembre-se de que o número atômico é o número de prótons (p), o

número de massa é a soma do número de prótons com o de nêutrons e

AU

LA

4


58 CEDERJ CEDERJ 59

que, em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao de elétrons.

Vamos considerar as informações contidas em cada coluna para completar

a tabela fornecida.

A primeira coluna está ligada ao elemento níquel (Ni) que, pela Tabela

Periódica, tem Z=28. (Se você tiver dúvidas sobre como é montada a Tabela

Periódica, leia a resposta comentada da Atividade 1 da Aula 3.). Então, para

este elemento, p = 28; sendo M dado e igual a 58, temos que n = 58 – 28

= 30.

A segunda coluna diz respeito ao elemento enxofre (S). A Tabela Periódica

mostra que ele tem Z = 16. Assim, p = 16. Sendo M dado e igual a 33, temos

que n = 33 – 16 = 17.

A terceira coluna é a de um elemento com p = 10 (Ne) e n = 10. Então, para

este elemento, M = 20 e seu símbolo é 20Ne.

Na quarta coluna, é dado o número de elétrons (25) e o número de nêutrons

(30) do elemento. Então p = 25 (o elemento é o Mn) e M = 55.

Juntando todas as informações, a tabela completa fica assim:

Símbolo 58Ni 33S 20Ne 55Mn

Número de prótons 28 16 10 25

Número de nêutrons 30 17 10 30

Número de elétrons no átomo neutro 28 16 10 25

b) Para resolver este exercício, você precisa lembrar que a massa atômica de

um elemento é uma média das massas atômicas dos isótopos do elemento,

ponderada na abundância relativa de cada isótopo. O valor da massa atômica

listado na Tabela Periódica, conforme descrito na RESPOSTA COMENTADA da

Atividade 3 da Aula 3, é o dessa média ponderada. Você pode verificar que o

Ga tem massa atômica 69,723 (em u.m.a.). Então podemos escrever:

i) Massa atômica Ga = (massa atômica 69Ga × abundância relativa do 69Ga)

+ (massa atômica 71Ga × abundância relativa do 71Ga);

ii) abundância relativa do 69Ga + abundância relativa do 71Ga = 100%;

A expressão (ii) estabelece a relação entre as abundâncias relativas dos dois

isótopos. Lembre-se de que 100% = 1. Se você chamar de x a abundância

relativa do 69Ga, então a abundância relativa do 71Ga será dada por 1 – x.

Assim, usando os dados do problema, as informações da Tabela Periódica e

a relação (ii), você pode escrever a relação (i) como segue:

69,723 = 68,929x + 70,925(1 – x)

Esta equação do primeiro grau tem solução x = 0,6022, ou 60,22%. Assim a

abundância relativa do 69Ga é de 60,22%, e a do 71Ga é de (100 – 60,22)

= 39,78%.

AU

LA

4


58 CEDERJ CEDERJ 59


Na próxima aula, você vai estudar a estrutura da eletrosfera, região do átomo

que contém os elétrons. Vamos apresentar os modelos usados para descrever a

distribuição dos elétrons nesta região.

A estrutura do átomo é mais complexa do que se pensava quando o modelo

atômico de Dalton foi elaborado. O átomo é formado por muitas partículas com

propriedades distintas que se reúnem formando núcleo denso e rodeado pelos

elétrons. O núcleo atômico pode conter um número diverso de nêutrons para o

mesmo número de prótons, resultando em isótopos do elemento. A determinação

da massa atômica de um elemento deve levar em consideração a existência dos

isótopos.

R E S U M O

AU

LA

4

C E D E R J 9

AU

LA 2

1 M

ÓD

ULO

3

Meta da aula

Descrever os modelos atômicos de Thomson, Bohr e Schrödinger.Definir os números quânticos dos elétrons de um átomo.

Determinar as configurações eletrônicas dos átomos neutros e de íons.

5AULAMetas da aula

objetivos

Estrutura eletrônica dos átomos

Pré-requisito

Você precisa dos conhecimentos da aula anterior sobre a estrutura do átomo para melhor

compreender os conceitos desta aula.


• Comparar o tamanho das órbitas de Bohr em relação aos átomos distintos.

• Determinar o número de orbitais atômicos em cada camada do átomo.

• Escrever a configuração eletrônicade átomos e íons.

Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos


AU

LA

5INTRODUÇÃO Na aula anterior, você aprendeu que um átomo é formado por um núcleo

denso e extremamente pequeno circundado pelos elétrons. Nesta aula, va-

mos analisar a forma como os elétrons se distribuem em torno dos núcleos.

Esta distribuição define a estrutura eletrônica do átomo. Você vai aprender

a caracterizar os elétrons presentes no átomo pelos seus números quânticos

e a forma de arrumá-los de acordo com o princípio da estruturação.

OS MODELOS ATÔMICOS DE THOMSON E DE RUTHERFORD-BOHR

No começo do século XX, devido à descoberta das partículas

subatômicas, houve muita especulação de como seria a estrutura do

átomo. Sabia-se que era formado por partículas de carga positiva e de

carga negativa (a existência do nêutron foi comprovada mais tarde), mas

não se tinha idéia de como estas partículas se arrumavam para formar o

arranjo estável característico do átomo. Um modelo simples, proposto

por J.J. Thomson, sugeria ser o átomo uma esfera maciça, como no

modelo de Dalton, porém com cargas positivas e negativas disseminadas

em seu interior.

Este modelo inicial ficou conhecido como o “modelo do pudim

de passas”. Na Figura 5.1, você pode ver como seria um átomo segundo

essa formulação. A esfera maciça está cortada para que você visualize a

disseminação de cargas positivas e negativas dentro da esfera.

Figura 5.1: No modelo de Thomson, o átomo era como um “pudim de passas”.

Elétrons Carga positiva



AU

LA

5Experiências realizadas por Rutherford, por volta de 1909,

mostraram que o modelo de Thomson era inconsistente. Naquelas

experiências, lâminas finas de metais, como o ouro, eram bombardeadas

por um feixe de partículas α, que já se sabia serem carregadas positivamente

(veja a Tabela 4.2 da aula anterior). Observe o comportamento do feixe

na Figura 5.2:

Figura 5.2: Comportamento do feixe de partículas α ao incidir sobre uma fina lâmina de ouro. Rutherford verificou que este comportamento era incompatível com o modelo de Thomson.

Fonte α

Colimador

Folhade ouro

Detetor

PartículasEspalhadas

ZnS

Rutherford verificou que a maioria das partículas atravessava a

lâmina sem sofrer desvios, como se nada encontrasse em seu caminho;

além disso, observou que uma pequena fração era desviada por ângulos

muito maiores do que o previsto caso o átomo se comportasse segundo

o modelo de Thomson.

Para explicar as suas observações, Rutherford estabeleceu, em

1911, o modelo nuclear do átomo (que já foi apresentado na aula ante-

rior). Neste modelo, o átomo contém um núcleo muito pequeno e massivo

rodeado por elétrons, que se encontram bastante afastados dele.

O modelo de Rutherford foi aprimorado por Niels Bohr, em 1913.

Bohr postulou que:

1. Os elétrons de um átomo giram em torno do núcleo em órbitas

circulares concêntricas, como planetas orbitando em torno do Sol (como

você pode visualizar na Figura 5.3).

2. Apenas certas órbitas são permitidas para um dado elétron. Isto

significa que a distância entre um elétron e o núcleo do átomo não pode

ter qualquer valor, mas somente certos valores permitidos.

3. Os valores permitidos para a distância do elétron ao núcleo

são aqueles em que o módulo do MOMENTO ANGULAR ORBITAL (L) do elétron

é um múltiplo da constante de Planck (h). Estas distâncias permitidas

MOMENTO ANGULAR ORBITAL

Na Figura 5.4, você poderá visualizar as

grandezas pertinentes ao movimento de uma

partícula de massa (m), circulando a uma

distância (r) de um ponto origem (O). A

velocidade de desloca-mento da partícula é

v. O momento angular (L) da partícula, apon-ta perpendicularmente

ao plano do movi-mento da partícula, e seu valor absoluto

(módulo) é L = mvr. Segundo Bohr, o valor de L

para um elétron em torno do núcleo de um

átomo é um múltiplo da constante de Planck (L = nh/2π), em que n é um número inteiro e

diferente de zero.



AU

LA

5(rn) para um elétron em um átomo cujo núcleo tem número atômico Z

são dadas por rn =n2 a0

Z. Nesta expressão, n é um número inteiro que

define a órbita permitida, e a0 é uma reunião de constantes, cujo valor

é 0,529 Å (conhecida como raio de Bohr).

4. Ao circular em uma órbita permitida, a energia do elétron é

constante. A cada órbita corresponde um nível de energia (E) característico.

Os valores de energia permitidos ao elétron dependem de um número

inteiro positivo (n =1, 2, 3, 4,...), chamado número quântico.

5. O elétron pode pular de uma órbita para outra. Ao pular, ele

emite ou absorve energia correspondente à diferença? E entre o nível de

energia inicial, Ei, e o final, Ef: ∆E = Ef - Ei

Figura 5.3: Modelo de Bohr. Nesse modelo, os elétrons se movem no plano em órbitas definidas.

R

mr̂

v

ω

Figura 5.4: Representação do momento angular orbital de uma partícula.

O modelo de Bohr foi o primeiro a explicar o espectro do átomo de hidro-gênio, um desafio para os físicos da época. Observe a Figura 5.5. Se a luz emitida por um gás contido em um tubo submetido a uma descarga elétrica for recolhida, passar por um prisma e impressionar uma chapa fotográfica, um conjunto de linhas pode ser observado na chapa: cada linha é luz de um comprimento de onda (λ) bem definido. Este conjunto de linhas forma o espectro do material contido no tubo. Pelo modelo de Bohr, esta linha é devida à emissão de energia, na forma de luz, quando o elétron passa de uma



AU

LA

5

1. Compare os tamanhos da primeira órbita de Bohr em relação aos átomos de hidrogênio (H), carbono (C) e cálcio (Ca):_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

A primeira órbita de Bohr é obtida fazendo-se n =1, na expressão

geral rn =n2 a0

Z . Tudo que você precisa saber é o valor de Z do

núcleo do átomo de interesse. Consultando a Tabela Periódica, você

vai descobrir que ZH = 1, ZC = 6 e ZCa = 20. Então, o valor da primeira

órbita de Bohr para o elétron em cada um desses átomos é dado

pela seguinte tabela:

ATIVIDADE

Chapa fotográfi ca

Prisma

Fendacolimadora

Fonte de radiação

Figura 5.5: A luz emitida pelo gás contido no tubo provém da energia liberada pelos elétrons quando passam de um nível de energia mais alto para um mais baixo.

órbita de energia mais alta para outra de energia mais baixa. A freqüência (ν) dessa luz é dada por

∆E é a diferença entre os níveis de energia inicial e fi nal do elétron (∆E = Ef – Ei), e (h) é a constante de Planck. Vale a pena lembrar que a freqüência se

relaciona ao comprimento de onda da luz pela expressão ν =c

λ , em que

c é a velocidade da luz.

v =∆Eh



AU

LA

5

O MODELO ATÔMICO DE SCHRÖDINGER

Orbitais atômicos

Cerca de dez anos após o modelo de Bohr, um grupo de cientistas

– notadamente Erwin Schrödinger – desenvolveu um novo modelo para

explicar a estrutura eletrônica do átomo. Este estava baseado nas leis da

mecânica quântica e é obtido pela resolução de uma complicada equação

matemática, a equação de Schrödinger, aplicada ao elétron no átomo.

Átomo Z Expressão de rn Valor de rn em Å

H 1 = a0

12 a0

10,529

C 6 =12 a0

6

a0

60,088

Ca 20 =12 a0

20

a0

200,0265

Observe que o tamanho da órbita diminui inversamente ao

aumento do número atômico. Isto é consistente com o fato de

que o aumento de Z implica um aumento da carga nuclear, que é

positiva (pois aumenta o número de prótons). O elétron é atraído

para o núcleo, o que faz encolher a órbita.

Embora superado pelo modelo dos orbitais, que você vai estudar a

seguir, o modelo de Bohr permite fazer várias previsões qualitativas

que ainda permanecem válidas.

As leis da mecânica quântica, estabelecidas principalmente por Werner Heisenberg (1901-1976) e Erwin Schrödinger (1887-1961), são, muitas vezes, bastante distintas das leis da mecânica clássica, propostas por Issac Newton (1643-1727). Elas se aplicam a partículas de dimensões microscópicas, como os elétrons, átomos e moléculas. Segundo a mecânica quântica:

• As partículas possuem um caráter ondulatório. Esta característica fica tão mais evidenciada quanto mais leve for a partícula.

• Uma partícula microscópica pode ser tratada como uma “onda de matéria”. O comportamento desta partícula é obtido resolvendo-se uma equação de ondas, a equação de Schrödinger para a partícula.



AU

LA

5

• As soluções da equação de Schrödinger são funções matemáticas conhecidas como funções de onda, representadas por ψ (a letra grega psi maiúscula). O valor desta função depende da posição da partícula. A equação também fornece, quando resolvida, as energias possíveis da partícula.

• Nem sempre uma partícula pode ter qualquer valor de energia. Se a equação de Schrödinger fornecer apenas certos valores de energia, dizemos que a energia é quantizada.

• Devido ao caráter ondulatório da partícula, não podemos determinar com total precisão a sua posição e sua velocidade em um dado instante (esta afirmação é o princípio da incerteza, de Heisenberg).

• O quadrado da função de onda Ψ obtida da equação de Schrödinger, avaliado em um dado ponto do espaço, é proporcional à probabilidade de encontrarmos a partícula em torno daquele ponto.

As soluções da equação de Schrödinger para um elétron em um

átomo são denominadas orbitais atômicos. Os orbitais atômicos são

funções de onda que descrevem o comportamento do elétron no espaço.

Segundo as leis da mecânica quântica, a probabilidade de encontrarmos

um elétron em torno de um dado ponto do espaço depende do valor do

orbital atômico naquele ponto. Assim, cada orbital descreve uma distri-

buição específica de onde se encontra o elétron no espaço. Além disso,

um elétron, em um dado orbital atômico, tem uma energia perfeitamente

determinada, obtida pela solução da equação de Schrödinger.

Números quânticos

O modelo de Bohr introduziu um único número quântico (n)

para descrever a órbita de um elétron, e este que define as órbitas e a

energia do elétron no átomo. Em contraste, os orbitais atômicos são

caracterizados por três números quânticos (n, l e ml

). Estes são obtidos

a partir da solução da equação de Schrödinger. A interpretação destes

números só pode ser feita resolvendo-se esta equação, o que está fora

dos objetivos deste curso. Vamos resumir a seguir o tipo de informação

dado por eles:

• O número quântico principal (n) está ligado ao tamanho e à energia

do orbital. Só pode ter valores inteiros e positivos (n = 1, 2, 3, 4, ...).

À medida que n cresce, o orbital se torna maior, e a probabilidade de

encontrar o elétron mais afastado do núcleo aumenta. A energia do

elétron também aumenta com n.



AU

LA

5

• O número quântico azimutal (l) mede o momento angular orbital do

elétron em torno do núcleo e define a forma do orbital. Só pode ter

valores inteiros, que vão de 0 até n – 1 para cada valor de n. Os valores

de l são representados por letras segundo o esquema a seguir:

Lembre-se de que o elétron e o núcleo têm carga oposta. Quanto mais afas-tado o elétron, menor a atração entre ele e o núcleo; logo, maior a energia do elétron.

• O número quântico magnético (ml) mede o componente do momento

angular orbital do elétron ao longo de um eixo z arbitrário. Só pode

ter valores inteiros entre l e -l, incluindo zero.

Valor de l 0 1 2 3

Letra usada s p d f

Para melhor compreender o significado dos números quânticos l e ml

, você deve pensar no elétron girando em torno do núcleo. Já mencionamos que a grandeza pertinente a este movimento é o momento angular (L). Esta grande-za é caracterizada pelo seu valor numérico (módulo), direção e sentido, sendo melhor representada por um vetor orientado no espaço. Segundo a mecânica

quântica, o valor numérico do momento angular (L) é dada por Lh= +( )l l 1

2π ,

e a projeção do vetor ao longo do eixo z (Lz) é dada por L mh

z =l 2π . Logo,

l e ml

determinam o valor do momento angular e sua projeção no eixo z. Tente visualizar estas informações na Figura 5.6. Nela, um vetor de módulo

Lh= 1 2

2x

π , correspondendo a l = 1, orienta-se no espaço de forma que suas projeções no eixo (z) só podem assumir os valores correspondentes a ml = 0, +1 e -1. Ou seja, as projeções do momento angular (L) num eixo (z) (Lz) só

B

ππ2

−ππ2

l

l

==1

0m

l

l

==1

1m

Z

l

l

== −1

1m

( )( )1 2h

2π

( )( )1 2h

2πFigura 5.6: O vetor correspondente a l = 1 se orienta no espaço somente de três maneiras, consistentes ao valor de ml = 0, +1 e -1.



AU

LA

5Relações entre os números quânticos

Em um átomo, o conjunto de orbitais com o mesmo valor de n

define uma camada eletrônica. É comum representar as camadas com

letras maiúsculas, segundo o seguinte quadro:

Valor de n 1 2 3 4 5 6 7

Símbolo da camada K L M N O P Q

Os orbitais com mesmo valor de n e l pertencem à mesma sub-

camada eletrônica. Cada subcamada é representada por um número (o

valor de n) e uma letra (o valor de l). Os orbitais com n = 3 e l = 2, por

exemplo, são orbitais 3d e estão na subcamada 3d.

O número de orbitais dentro de uma subcamada é o número de

valores de ml

possíveis para o valor de l que caracteriza a subcamada.

Existem, por exemplo, cinco orbitais na subcamada 3d, pois nesta l =

2, e os valores possíveis de ml

são 2, 1, 0, -1 e -2.

A Tabela 5.1 apresenta os valores possíveis de l e ml

para

as camadas correspondentes a n = 1, 2 e 3. Você deve acompanhar

cuidadosamente os dados desta tabela.

Tabela 5.1: Valores possíveis de l e ml

para n = 1, 2 e 3

n Símbolo da camada

Valores

possíveis de l

Símbolo da subca-

mada

Valores pos-

síveis de ml

Número de orbitais na subcamada

Número total de orbitais na camada

1 K 0 1s 0 1 1

2 L 0 2s 0 1 4

1 2p 1, 0, -1 3

3 M 0 3s 0 1 9

1 3p 1, 0, -1 3

2 3d 2, 1, 0, -1, -2 5

Veja que na camada K (n = 1) existe somente uma subcamada,

que contém um único orbital (o orbital 1s). A camada L (n = 2) tem

quatro orbitais, distribuídos em duas subcamadas: na primeira subca-

mada (2s), há um orbital 2s; e na segunda (2p), há três orbitais 2p.

Obs.: Todos os orbitais com n = 3 pertencem à camada M, por exemplo.



AU

LA

5Os orbitais da subcamada 2p diferem pelo valor de m

l

. A camada M (n = 3)

contém ao todo nove orbitais, distribuídos em três subcamadas: a primeira

contém um orbital 3s, a segunda contém três orbitais 3p e a terceira, cinco

orbitais 3d.

Generalizando as relações entre os possíveis valores dos números quânticos, podemos observar que:

1. Cada camada, caracterizada pelo número quântico n, contém exatamente n subcamadas. Cada subcamada corresponde a um dos valores permitidos

de l, de 0 até n-1.

2. Cada subcamada contém 2l +1 orbitais, cada um correspondendo a um dos

valores possíveis de ml

, que vão de +l até -l.

3. O número total de orbitais em uma camada é n2.

!

2.a. Estenda a Tabela 5.1, acrescentando os dados correspondentes a n = 4.2.b. Determine o número de orbitais encontrados nas camadas O e P.

RESPOSTA COMENTADA

2.a. Inicialmente, você precisa caracterizar os números quânticos

compatíveis ao valor de n dado. Sabemos que, para um dado valor

de n, são permitidos n valores de l, que vão de 0 até n -1; para cada

valor de l, são permitidos 2l + 1 valores de ml

, que vão de +l até

-l de uma em uma unidade. Os valores de l permitidos para n =

4 são 0, 1, 2 e 3. De posse destes valores, a Tabela 5.1 pode ser

estendida incluindo-se os seguintes dados:

Observe que a camada N (n = 4) é formada por quatro subcamadas.

Na subcamada 4s há apenas uma orbital; na subcamada 4p,

existem três orbitais distintos, que diferem pelo valor de ml

.

ATIVIDADE

n Símbo-lo da

camada

Valores possíveis

de l

Símbolo da subca-

mada

Valores possíveis

de ml

Número de orbitais na subcamada

Número total de orbitais na

camada

4 N 0 4s 0 1 16

1 4p 1, 0, -1 3

2 4d 2, 1, 0, -1, -2

5

3 4f 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3

7



AU

LA

5

Da mesma forma, os cinco orbitais da subcamada 4d e os sete

orbitais da subcamada 4f diferem pelos valores de ml

.

2.b. Você deve lembrar que o número total de orbitais em uma

camada é n2. Assim, teremos o seguinte resultado:

Os orbitais da camada O ocupam as subcamadas 5s (um orbital),

5p (três orbitais), 5d (cinco orbitais), 5f (sete orbitais) e 5g (nove

orbitais). Os da camada P ocupam as subcamadas 6s (um orbital),

6p (três orbitais), 6d (cinco orbitais), 6f (sete orbitais), 6g (nove

orbitais) e 6h (onze orbitais). Cada orbital em uma subcamada

difere dos demais pelo valor de ml

.

Camada O P

Valor de n 5 6

Nº de orbitais 25 36

Forma e tamanho dos orbitais atômicos

Figura 5.7: Contornos representativos dos orbitais 1s e 2s.

X

Z

Y

1s

A determinação rigorosa da forma e do tamanho de um orbital só pode ser feita conhecen-do-se a função matemática que o descreve, o que está fora dos objetivos deste curso.

!

A forma de um orbital depende do valor de l, e seu tamanho, do

valor de n. O tamanho de um orbital é normalmente definido por um

contorno no espaço. Dentro deste contorno, há cerca de 90% de proba-

bilidade do elétron ser encontrado.

Orbitais s têm contornos esféricos. Na Figura 5.7, estão repre-

sentados contornos dos orbitais 1s, 2s e 3s. À medida que n aumenta,

o orbital torna-se maior e o elétron pode ser encontrado cada vez mais

afastado do núcleo.



AU

LA

5Orbitais p têm contornos em forma de halteres. A Figura 5.8

mostra orbitais 2p que se orientam, cada um, ao longo dos eixos x, y,

e z, respectivamente.

Energia dos orbitais atômicos

A energia de um elétron em um orbital atômico é obtida

resolvendo-se a equação de Schrödinger. De um modo geral, esta energia

depende dos valores dos números quânticos n e l do orbital onde o elétron

se encontra (mas não depende de ml). Observa-se que:

• Quanto maior o valor de n, maior é a energia do orbital.

O orbital 1s, por exemplo, tem menor energia que o orbital 2s.

• Para orbitais com o mesmo valor de n, quanto maior o valor de

l, maior é a energia do orbital. Os orbitais da camada n = 3, por exemplo,

têm energia na seguinte ordem crescente: 3s < 3p < 3d.

• Em alguns casos, um orbital com menor valor de n tem energia

maior que a de outro com n maior. Nestes casos, o valor de l do orbital

mais energético (de menor n) é maior que o do orbital menos energético

(de maior n). Um exemplo disso é o que ocorre entre os orbitais 3d e 4s.

Embora o último tenha n maior, é menos energético que o primeiro.

Estas observações levaram à construção de uma escala de energia

dos orbitais atômicos. Nesta escala, os orbitais são dispostos em ordem

crescente de energia. O ordenamento dos orbitais obedece à seqüência

descrita a seguir:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < ...

Figura 5.8: Contornos representativos dos orbitais 2px, 2py e 2pz.



AU

LA

5

O diagrama de Pauling, mostrado na Figura 5.9, é um dispositivo

mneumônico que permite obter o ordenamento sem ter de memorizá-lo.

Use-o sempre que necessário.

O spin do elétron

Além da massa e da carga, o elétron possui uma outra proprie-

dade intrínseca, chamada spin (S). A natureza desta propriedade é des-

conhecida, mas a forma como ela atua foi descrita por Wolfgang Pauli,

estabelecendo os seguintes postulados:

• O spin funciona como um momento angular intrínseco, cujo

valor é único para cada partícula elementar. Para o elétron, está asso-

ciado ao número quântico S = 1⁄2.

• Para o elétron, só existem duas projeções do spin, chamadas

α e β. À projeção α corresponde o número quântico ms=+1⁄2, ou �; à

projeção β, corresponde o número quântico ms = -1⁄2, ou �.Estes postulados permitem que se visualize o spin como um vetor

com módulo único e característico do elétron. Além disso, aponta no

espaço de forma que suas projeções em um eixo z arbitrário só podem

ter dois valores possíveis, representados por � e �. Imagine dois cones formados por um vetor que gira em torno do

eixo z: um dos cones corresponde à projeção com ms = +1⁄2, e o outro à

proteção ms = -1⁄2. Visualize o resultado na Figura 5.10.

Figura 5.9: Diagrama de Pauling, indicando o ordenamento dos orbitais. A energia cresce no sentido das setas.



AU

LA

5

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÁTOMOS

O princípio da estruturação

Imagine que você tem um núcleo de número atômico Z. Se o átomo

é neutro, você já sabe que ele tem Z elétrons. De acordo com o modelo

quântico dos orbitais, os elétrons vão se distribuir no átomo segundo o

princípio da estruturação.

Figura 5.10: O vetor que representa o spin do elétron tem duas projeções, chamadas

α (�) e β(�).

A inclusão do spin faz com que, no átomo, cada elétron seja caracterizado por quatro números quânticos. Os três primeiros, n, l e m

l

, dizem respeito ao orbital em que o elétron se encontra; o último, ms, define se o spin do elétron é � ou �.

!

O princípio da estruturação é concebido a partir de 4 regras. Elas indicam que:

a) Os elétrons ocupam os orbitais em ordem crescente de energia (dada pelo diagrama de Pauling).

b) Nenhum orbital pode conter mais do que dois elétrons.

c) Se um orbital contiver dois elétrons, os seus spins serão distintos (diz-se que os elétrons estão emparelhados).

d) Elétrons não se emparelham em um orbital se outro de mesma energia estiver disponível. Ou seja, os elétrons só se emparelham em um orbital quando todos os orbitais de mesma energia (na mesma subcamada) contiverem pelo menos um elétron.

!

B0

mI = + 1/2(estado α)

mI = - 1/2(estado β)



AU

LA

5Você já conhece a regra “a”. As regras “b” e “c” são conseqüências

do princípio da exclusão de Pauli: Não há em um átomo dois elétrons

com os quatro números quânticos iguais.

A regra “d”, por sua vez, não pode ser explicada sem o apelo à

mecânica quântica. Ela é conhecida como regra da máxima multiplici-

dade, e a explicação de sua origem está fora dos objetivos deste curso.

Configuração eletrônica

A distribuição dos elétrons nos orbitais, segundo o princípio da

estruturação, determina a C O N F I G U R A Ç Ã O E L E T R Ô N I C A do átomo.

Para facilitar a construção das configurações eletrônicas,

utiliza-se o diagrama de orbitais. Caixinhas representando os orbitais

são arrumadas em ordem seqüencial de energia. Os elétrons entram nas

caixinhas segundo as regras do princípio da estruturação, gerando a

configuração eletrônica desejada.

Exemplo 1: O átomo de berílio tem Z = 4 (portanto, quatro

elétrons). A distribuição dos elétrons é feita no seguinte diagrama de

orbitais.

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA

É a ocupação dos elétrons nos orbitais, segundo o princípio

da estruturação.

Os primeiros dois elétrons ficam emparelhados no orbital 1s e os

outros dois no orbital 2s. A configuração eletrônica é assim representada:

Be: 1s2 2s2.

Exemplo 2: O átomo de carbono tem Z = 6 (portanto, seis elé-

trons). O diagrama de orbitais é:

�� 1s 2s

�� 1s 2s

�2p

�

Os quatro primeiros elétrons se distribuem como no átomo de Be.

Os dois restantes vão entrar em orbitais da subcamada 2p. Pela regra

(d) do princípio da estruturação, cada um vai entrar em um orbital

2p distinto, sem haver emparelhamento de elétrons. A configuração

eletrônica do átomo de carbono é C: 1s2 2s2 2p2.

Exemplo 3: O átomo de oxigênio tem Z = 8. O diagrama de

orbitais é

�� 1s 2s

��2p

� �



AU

LA

5Vejam que o último elétron só se emparelha na subcamada 2p

depois que todos os orbitais desta subcamada contiverem um elétron.

A confi guração eletrônica do oxigênio é O: 1s2 2s2 2p4.

Complicado? Pois é ... Se fosse simples, não seria necessário

estudar. Que tal você dar uma “paradinha” rápida antes da atividade

que segue? Descanse cinco minutos e volte à aula.

3. Forneça o diagrama de orbitais e a confi guração eletrônica dos seguintes átomos:a. Neônio (Ne) b. Sódio (Na)c. Cálcio (Ca)d. Ferro (Fe)

_________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você precisa ter em mãos a tabela periódica para descobrir os

números atômicos dos elementos dados no problema. Sabendo o

valor de Z, você tem automaticamente o número de elétrons contidos

no átomo. O próximo passo é conhecer o ordenamento dos orbitais

atômicos em ordem crescente de energia. Para isso, você precisa

utilizar o diagrama de Pauling. A última etapa é aplicar as regras

do princípio da estruturação.

a. Para o Ne, Z = 10. Logo, o átomo tem 10 elétrons. O diagrama

de orbitais é:

,

e a confi guração eletrônica é 1s2 2s2 2p6.

ATIVIDADE

�� 1s 2s

��2p

��



AU

LA

5

Observe que, neste caso, todos os orbitais de todas as camadas

ocupadas estão completamente preenchidos. Esta configuração

eletrônica é típica dos gases nobres, como será discutido na

próxima aula.

b. Para o Na, Z = 11. Logo, o átomo de sódio tem 11 elétrons. O

diagrama de orbitais é:

,

e a configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p63s.

Observe que o átomo de sódio tem um único elétron na última

camada. Este tipo de configuração é comum ao lítio, rubídio e césio.

Estes metais são denominados metais alcalinos, e suas propriedades

serão também discutidas na próxima aula.

c. Para o Ca, Z = 20. Logo, o átomo de cálcio tem 20 elétrons. O

diagrama de orbitais é:

e a configuração eletrônica é Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.

Neste caso, há dois elétrons na camada mais externa do átomo. Este

tipo de configuração é comum aos metais alcalino-terrosos: berílio,

magnésio, cálcio, estrôncio e bário.

d. Para o Fe, Z = 26. Logo, há 26 elétrons no átomo de ferro.

O diagrama de orbitais é:

e a configuração eletrônica é Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

Diferentemente dos casos anteriores, a penúltima camada do átomo

é que contém os elétrons de maior energia. Este é uma caso típico

de configuração eletrônica dos metais de transição, que ocupam

boa parte da Tabela Periódica.

�� 1s 2s

��2p

�� 3s

�� 1s 2s

��2p

�� 3s

��3p

�� 4s

,

�� 1s 2s

��2p

�� 3s

��3p

�� 4s

��3d

� � � �,



AU

LA

5Estados excitados e formação de íons

No átomo normal, todos os elétrons são encontrados nos níveis de

energia mais baixos possíveis. Dizemos que o átomo está no seu estado

fundamental. Se o átomo absorver energia – seja na forma de luz ou por

colisão com outros átomos – alguns elétrons podem passar para níveis

de energia mais altos, ocupando orbitais mais energéticos. Dizemos que

o átomo encontra-se em um estado excitado.

Se a energia fornecida ao átomo for grande suficiente para arrancar

um ou mais elétrons, o átomo terá mais prótons que elétrons, ficando

carregado positivamente. É possível, também, que um átomo receba um

ou mais elétrons, ficando com mais elétrons do que prótons. Em ambas

as situações, a carga elétrica global do átomo não é mais nula. Os átomos

carregados positiva ou negativamente são denominados íons.

O sódio, por exemplo, quando perde seu elétron 3s (ver a

Atividade 2), forma o cátion Na+. O cloro, quando ganha um elétron,

forma o ânion Cl-.

A configuração eletrônica de um íon é obtida, a partir do átomo

neutro, pela adição e retirada de elétrons. A configuração do magnésio

(Mg), por exemplo, é Mg: 1s2 2s2 2p63s2. O íon Mg2+, obtido retirando-se

os dois elétrons 3s do átomo neutro, tem configuração eletrônica Mg2+:

1s2 2s2 2p6.

As espécies iônicas são muito importantes em Química e em

Biologia. Muitos processos vitais são controlados por íons. Um exemplo

importante é o equilíbrio entre os íons Na+ e K+ presentes nas células.

A diferença de concentração entre eles é responsável por manter o volume

celular, tornar células nervosas e musculares eletricamente excitáveis e

acionar o transporte de aminoácidos, entre outras coisas.

Um íon é uma espécie carregada que se forma quando um átomo perde ou ganha elétrons. Um cátion é um íon com carga positiva, e um ânion é um íon com carga negativa.

!



AU

LA

5

4.a. A confi guração eletrônica de um certo átomo de magnésio (Z = 12) é dada pelo quadro a seguir:

O átomo está em seu estado fundamental? Justifi que sua resposta._________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________

4.b. Obtenha a confi guração eletrônica do íon sulfeto (S-)._________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

4.a. O primeiro passo é escrever a confi guração eletrônica do Mg no

estado fundamental. Sendo Z = 12 (você obtém esta informação da

Tabela Periódica), temos 12 elétrons no átomo neutro. O diagrama

de orbitais do Mg neutro é:

,

e a sua confi guração eletrônica é Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2. Então o número

de elétrons em cada camada é dado pelo quadro a seguir:

ATIVIDADE

Camada K L M N O

Nº de elétrons 2 8 1 1

�� 1s 2s

��2p

�� 3s

Camada K L M

Nº de elétrons 2 8 2



AU

LA

5

Por comparação, vemos que a distribuição dada corresponde a um

estado excitado do átomo, em que um elétron passou de um orbital

da camada M para um orbital da camada N.

4.b. O átomo de enxofre neutro tem Z = 16 e configuração S: 1s2

2s2 2p6 3s2 3p4.

Esta configuração é obtida do seguinte diagrama de orbitais:

Observe os detalhes da distribuição: há dois elétrons desemparelha-

dos na última subcamada ocupada (lembra do princípio da estrutu-

ração?). A adição de dois elétrons leva ao diagrama a seguir:

Também leva à configuração S2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Esta

configuração é idêntica à do gás nobre neônio (Ne), como você

mesmo pode verificar!

�� 1s 2s

��2p

�� 3s

��3p

� �

�� 1s 2s

��2p

�� 3s

��3p

��

CONCLUSÃO

O modelo atômico de Schrödinger, ou modelo dos orbitais

atômicos, é o mais adequado para descrever a complexa estrutura da

eletrosfera do átomo. Embora baseado nas soluções de uma complexa

equação matemática, permite caracterizar os elétrons do átomo a partir

de quatro números quânticos e descrever como os elétrons se distribuem

na eletrosfera.

ATIVIDADE FINAL

1. A configuração eletrônica de um certo íon é dada por X+: 1s22s22p63s23p64p1

a. Calcule o tamanho da órbita do elétron mais externo se seguisse o modelo de

Bohr.

b. Identifique a espécie química X.

c. Indique se o íon está no seu estado fundamental ou em estado excitado.



AU

LA

5RESPOSTA COMENTADA

Para responder ao item “a”, você precisa apenas relembrar a fórmula

proposta por Bohr para o tamanho das órbitas eletrônicas. Veja que,

pelo modelo de Bohr, todos os elétrons pertencentes a uma mesma

camada estariam na mesma órbita e à mesma distância do núcleo.

O elétron mais externo do íon X+ está numa camada cujo n = 4.

Utilizando este valor de n na expressão das órbitas permitidas por

Bohr, obtemos ra

Zn

X

=+

420 .

Embora saibamos o valor de a0, não sabemos o número atômico da

espécie X+. Para descobrir, você precisa contar o número de elétrons

do átomo e lembrar que a espécie dada é um cátion, obtido pela

retirada de um elétron do átomo neutro X. Sendo o número de elétrons

contidos em X+ igual a 19, o átomo neutro (que tem o número de

elétrons igual ao número atômico) contém 20 elétrons. Logo, Z = 20.

Consultando a Tabela Periódica, você vai verificar que este é o número

atômico do cálcio (Ca), o que responde imediatamente ao item (b):

a espécie química é o Ca+.

Levando o valor de Z=20 na expressão de rn, obtemos

ra

an = = =1620

0 75 0 39700, , A

o

.

Em seu estado fundamental, o Ca neutro tem a configuração eletrônica

(veja a Atividade 3) Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. O íon Ca+, em seu

estado fundamental, tem a configuração Ca+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

A configuração fornecida indica que o elétron mais externo do íon foi

promovido do orbital 4s para um orbital 4p; trata-se, portanto, de uma

configuração correspondente a um estado excitado do íon.

INFORMAÇÕES SOBRE A PRÓXIMA AULA

Na próxima aula, você vai aprender a analisar detalhadamente a Tabela Periódica

e descobrir como funciona a lei periódica dos elementos.

A estrutura eletrônica dos átomos só pode ser compreendida à luz da mecânica

quântica. O elétron em um átomo é descrito por quatro números quânticos; e

não há, em um átomo, dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.

A configuração eletrônica é uma forma de identificar a distribuição dos elétrons

em torno do núcleo.

R E S U M O

C E D E R J 9

AU

LA 2

1 M

ÓD

ULO

3

Propriedades periódicas dos elementos

Pré-requisito

É essencial que você saiba escrever a configuração eletrônica dos átomos; este assunto foi abordado detalhadamente na

aula anterior.

objetivos

Metas da aula

Apresentar o conceito de periodicidade.Localizar os metais, os não-metais, os metalóides e

os elementos de transição na Tabela Periódica.Aplicar a Tabela Periódica em diferentes

determinações de propriedades dos elementos.

6AULAEsperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de:

• Caracterizar um elemento por sua posição na Tabela Periódica.

• Identificar se um elemento é, por sua configuração eletrônica, representativo de transição ou de transição interna.

• Comparar as principais propriedades periódicas entre elementos do mesmo período e do mesmo grupo.

Elementos de Química Geral | Propriedades periódicas dos elementos


AU

LA 6Várias propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente

em relação ao número atômico. O sódio, o potássio e o rubídio, por exemplo,

têm a mesma reatividade frente à água e a mesma facilidade em formar cátions

frente ao cloro. Este fato é conhecido como lei periódica. Nesta aula, você vai

aprender a origem desta lei e estudar as principais propriedades periódicas.

PERIODICIDADE E TABELA PERIÓDICA

Definição de periodicidade

As propriedades físicas e químicas de um elemento dependem da

distribuição de seus elétrons. Elementos com distribuições eletrônicas

semelhantes comportam-se de forma semelhante em termos de reatividade

e exibem propriedades físicas com um padrão perfeitamente definido.

Essas propriedades variam com o número atômico de forma periódica

(é a lei periódica).

Analise cuidadosamente as seguintes configurações eletrônicas:

Na: 1s2 2s2 2p6 3s

K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s

Rb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s

F: 1s2 2s2 2p5

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s2 3d10 4p5

Os três primeiros elementos têm um único elétron na camada mais

externa; os três últimos têm sete elétrons nesta camada.

Os elétrons da última subcamada ocupada de um átomo são os

elétrons de valência, e a camada que os contém é a camada de valência.

Elementos com o mesmo número de elétrons de valência têm propriedades

semelhantes. É o que acontece com Na, o K e o Rb: eles têm a mesma

reatividade frente ao cloro, por exemplo. Da mesma forma, o F, o Br e

o Cl comportam-se de forma semelhante ao reagir com o sódio.

INTRODUÇÃO



AU

LA 6

Periodicidade é a repetição das propriedades dos elementos. Ela deriva da forma como os elétrons enchem os orbitais s, p, d e f. A Tabela Periódica é a forma de arrumar os elementos de forma a exibir essa periodicidade (ou lei periódica).

!

A primeira organização consistente da Tabela Periódica (TP) foi

proposta em 1869, por Dimitri Mendelev, embora existam várias versões

dela. Vamos utilizar a que consta neste livro (você já a utiliza desde a

Aula 3). Nela, cada elemento aparece em um pequeno quadrado que

contém o símbolo, o número atômico e a massa atômica do elemento,

como na Figura 6.1:

Períodos e grupos

Período é o nome que se dá a cada linha da Tabela Periódica.Grupo é o nome que se dá a cada coluna da Tabela Periódica.

!

Os períodos são numerados de 1 a 7, conforme o número da última

camada do elemento que é ocupada por elétrons. Um elemento do terceiro

período, por exemplo, tem elétrons até a camada n = 3 (camada N).

Os elementos ao longo de uma coluna pertencem ao mesmo grupo,

ou família química. Eles têm o mesmo número de elétrons de valência e,

conseqüentemente, propriedades físicas e químicas semelhantes.

Figura 6.1: Representação de um elemento da Tabela Periódica.

Os elementos do grupo A são chamados representativos. O número

do grupo, que aparece no topo de cada coluna, indica o número de

elétrons de valência de cada membro do grupo. Nestes elementos, a

última camada ocupada é a mais externa.

Existem diversos sistemas em uso para numerar os grupos da Tabela Periódica. No sistema recomendado pela IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), as colunas são numeradas da esquerda para a direita, de 1 a 18. Um sistema mais didático usa os números 1 a 8 e as letras A e B. É o que nós vamos usar em nossa discussão.

!



AU

LA 6Exemplo: Os membros do grupo 3A são o boro (B), o alumínio

(Al), o gálio (Ga), o índio (In) e o titânio (Ti). Todos têm três elétrons

na camada de valência.

Os elementos do grupo B estão em três linhas de dez elementos,

no meio da Tabela Periódica; são chamados elementos de transição, ou

metais de transição. Muitos exibem propriedades químicas semelhantes,

não só nos grupos, mas também ao longo dos períodos. Isto se deve ao

fato de que os últimos elétrons dos átomos desses elementos ocupam

uma camada que não é a mais externa.

Exemplo: Nos elementos de transição do quarto período, os

orbitais 4s são preenchidos antes dos orbitais 3d. Assim, os últimos

elétrons não se encontram na camada mais externa (4s), mas sim na

imediatamente anterior a ela (3d).

Finalmente, os elementos de transição interna são os que

correspondem às duas fileiras na parte inferior da tabela. A primeira

fileira é a dos lantanídeos e a segunda, a dos actinídeos. Observe que, no

corpo principal da tabela, há uma lacuna entre os elementos lantânio (La)

e háfnio (Hf), e outra entre o actínio (Ac) e o Rutherfórdio (Rf). Essas

lacunas correspondem aos lantanídeos e aos actinídeos, respectivamente.

Nestes elementos, as duas últimas camadas começam a ser preenchidas

antes da antepenúltima. Nos lantanídeos, por exemplo, os últimos

elétrons ocupam a camada 4, embora a última camada seja a n = 6.

Alguns grupos da Tabela Periódica têm nomes especiais. Os elementos dos grupo 1A são os metais alcalinos; os do grupo 2A são os metais alcalino-terrosos; os do grupo 7A são os halogênios, e os do grupo 8A são os gases nobres. Estes últimos são assim nomeados devido a sua baixa reatividade.

!



AU

LA 6

1.a. Complete a tabela a seguir:

Elemento Período Grupo Representativo? Transição?Transição interna?

Cobalto (Co) 4

Iodo (I)

Prata (Ag) 1B

Selênio (Se)

Urânio (U) Não Não Sim

1.b. As confi gurações eletrônicas de três elementos X, Y e Z são dadas a seguir:

X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3

Y: 1s2 2s+ 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6sZ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f

Identifi que o elemento representativo, o de transição e o de transição interna.

RESPOSTA COMENTADA

1.a. Para realizar esta atividade, você precisa consultar a Tabela

Periódica, localizar cada elemento e verifi car a numeração do período

e do grupo correspondente. A tabela completa é a que segue:

Elemento Período Grupo Representativo? Transição?Transição interna?

Cobalto (Co) 4 8B Não Sim Não

Iodo (I) 5 7A Sim Não Não

Prata (Ag) 5 1B Não Sim Não

Selênio (Se) 4 6A Sim Não Não

Urânio (U) 7actiní-deos

Não Não Sim

1.b. Você precisa saber que em um elemento representativo, os

últimos elétrons ocupam a última camada; em um elemento de

transição, ocupam a penúltima; e em um de transição interna, a

antepenúltima.

No elemento X, o orbital 5s é preenchido antes dos orbitais 4d (pois

estes têm energia maior que aquele, de acordo com o diagrama

de Pauling, visto na aula anterior). Assim, os elétrons mais externos

não estão na última camada (n = 5), e sim na penúltima (n = 4).

Trata-se de um metal de transição.

ATIVIDADE



AU

LA 6

No elemento Y, a última camada (n = 6) é a mais externa. Trata-se

de um elemento representativo.

Finalmente, no elemento Z, a camada que contém os elétrons mais

energéticos (n = 4) é a antepenúltima. Trata-se de um elemento

de transição interna.

Metais, não-metais e metalóides

Várias propriedades dos elementos permitem que os classifiquemos em

metais, não-metais e metalóides. Você deve estar familiarizado com algumas

propriedades de metais e não-metais. Vamos listá-las na Tabela 6.1:

Tabela 6.1: Algumas propriedades de metais e não-metais

Propriedade Metais Não-metais

Brilho Brilhantes Opacos

Densidade Alta Baixa

Ponto de Fusão Alto Baixo

Condutividade elétrica Alta Baixa

Os metais se encontram à esquerda e no centro da Tabela Periódica.

Os não-metais pertencem aos grupos 5A, 6A, 7A e 8A. Entretanto, a

fronteira entre esses dois tipos de material não é nítida. Existem elementos

que exibem propriedades dos metais e dos não-metais. Eles são chamados

metalóides, ou semimetais. O arsênio, por exemplo, pertence ao grupo

5A, mas se comporta como metal frente ao oxigênio e ao flúor.

Uma propriedade muito importante dos metalóides é a sua

condutividade elétrica: ela não é tão alta como nos metais, nem tão

baixa como nos não-metais. São materiais ditos SEMICONDUTORES.

SEMICONDUTORES

Diz-se das substâncias com resistividade entre a de um condutor e a de um isolante, e que pode variar segundo as condições físicas a que está submetida. O computador que você utiliza funciona devido aos circuitos integrados, como os representados na Figura 6.2. Eles são dispositivos eletrônicos feitos à base de semicondutores, como o silício e o germânio.



AU

LA 6

Figura 6.2: Um circuito integrado utilizado em microcomputadores contém silício e germânio.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

Vamos encerrar nossa aula ilustrando a lei periódica pela análise

de algumas propriedades importantes dos elementos. O estudo dessas

propriedades mostrará, também, as diferenças entre metais e não-metais.

Raio atômico

É impossível medir o tamanho exato de um átomo, pois ele não é

uma esfera maciça, como pensava Dalton. Lembre-se de que os elétrons

ocupam os orbitais atômicos (funções matemáticas que se espalham pelo

espaço). Embora haja regiões de maior probabilidade de o elétron ser

encontrado quando em um orbital, ele pode também estar localizado

em outras regiões.

Desta forma, a definição do tamanho do átomo é ambígua, e há

várias maneiras práticas de determinar essa grandeza. Uma delas, e muito

usada, é definir o raio atômico tomando-se a metade da distância entre

os núcleos dos átomos adjacentes em um composto. A Figura 6.3 ilustra

o procedimento usando a molécula de cloro.



AU

LA 6

Figura 6.3: A distância (d) entre os átomos de Cl permite obter o raio do cloro.

Observa-se na Tabela Periódica que o raio atômico:• diminui ao longo de um período;• aumenta ao longo de um grupo.

!

Acompanhe essa tendência pelo gráfico ilustrativo apresentado na

Figura 6.4. Você pode verificar por ele que os metais mais à esquerda e

mais abaixo na Tabela Periódica devem ter os maiores raios atômicos

e que os não-metais da parte superior da tabela têm os menores raios

atômicos.

Figura 6.4: Variação do raio atômico com o número atômico.

Cl Cl

d = RCl



AU

LA 6Energia de ionização

A energia de ionização (EI) de um elemento X é a energia necessária

para remover o elétron mais fracamente ligado ao átomo, em fase gasosa

do elemento. O processo pode ser representado pela seguinte equação:

X(g) → X+(g) + e–

A energia de ionização mostra o quão fácil é remover o elétron mais

fracamente ligado ao átomo. O tamanho do átomo afeta a intensidade

da atração entre os elétrons de valência e o núcleo do átomo. Se o raio

atômico aumenta, os elétrons de valência ficam mais fracamente ligados;

o contrário ocorre se o raio atômico diminui.

Observa-se que, ao longo da Tabela Periódica, a energia de ionização:• aumenta ao longo de um período;• diminui ao longo de um grupo.

!

Essas observações corroboram o que foi dito anteriormente.

Os metais têm, em geral, energia de ionização menor que os não-metais. Os

gases nobres, devido à sua estabilidade, têm energia de ionização muito

alta. Você pode acompanhar essas informações por meio do gráfico

apresentado na Figura 6.5, que indica como a energia de ionização varia

em relação ao número atômico.

Figura 6.5: Variação da energia de ionização com o número atômico.



AU

LA 6Afi nidade ao elétron

A afi nidade ao elétron (AE) de um elemento X é a energia liberada

quando um elétron é adicionado a um átomo neutro do elemento em fase

gasosa. O processo pode ser representado pela seguinte equação:

X(g) + e– → X–(g)

Alguns elementos, como os gases nobres, não têm afi nidade a

elétrons adicionais.

Observa-se que, ao longo da Tabela Periódica, a afi nidade ao elétron:• aumenta ao longo de um período (à medida que o raio diminui);• diminui ao longo de um grupo (à medida que o raio atômico aumenta).

!

A afi nidade ao elétron dos metais é baixa, e a dos não-metais é

alta. Isto indica, também, que os metais têm maior facilidade em perder

elétrons, e os não-metais em ganhar.

2. Dos elementos rubídio (Rb), lítio (Li), cloro (Cl) e iodo (I), qual tema. maior e menor raio atômico?b. maior e menor energia de ionização?c. maior e menor afi nidade eletrônica?

RESPOSTA COMENTADA

Você precisa conhecer as tendências de cada propriedade em

crescer ou diminuir ao longo da Tabela Periódica. Precisa também

verifi car a posição relativa de cada elemento na Tabela para realizar

corretamente esta atividade.

O Cs e o Li estão no mesmo grupo, na extrema esquerda da

TP (são metais do grupo 1A, ou metais alcalinos); já o Cl e o I

também estão no mesmo grupo, mas na extrema direita (são

do grupo 7A, ou halogênios). Por outro lado, o Li e o F estão no

mesmo período (correspondendo a n = 2), bem como o Rb e o I

(correspondendo a n = 5).

ATIVIDADE



AU

LA 6

O raio atômico diminui ao longo de um período e aumenta em um

grupo; então, o elemento de maior raio é o Rb, e o de menor é o F.

A energia de ionização aumenta ao longo de um período e diminui

ao longo de um grupo. Logo, o elemento de maior energia de

ionização é o F, e o de menor é o Rb. A afinidade ao elétron aumenta

ao longo de um período e diminui ao longo de um grupo. Logo, o

elemento de maior afinidade eletrônica é o F, e o de menor é o Li.

OS ELEMENTOS NECESSÁRIOS À VIDA

Os organismos vivos, como todos os corpos presentes na Terra,

são compostos de átomos dos elementos que ocorrem na natureza.

Entretanto, dos elementos conhecidos, somente 25 parecem ser essenciais

à vida. A lista desses elementos essenciais é apresentada na Tabela 6.2,

a seguir:

Tabela 6.2: Os 25 elementos essenciais à vida

Elemento Símbolo Elemento Símbolo Elemento Símbolo

Arsênio As Flúor F Nitrogênio N

Boro B Fósforo P Oxigênio O

Cálcio Ca Ferro Fe Níquel Ni

Carbono C Hidrogênio H Potássio K

Cloro CL Iodo I Selênio Se

Cromo Cr Magnésio Mg Silício Si

Cobalto Co Manganês Mn Sódio Na

Cobre Cu Molibdênio Mo Zinco Zn

Enxofre S

Os elementos mais abundantes nos organismos vivos são o carbono,

o hidrogênio, o nitrogênio e o oxigênio. Eles formam 99,3% dos átomos

de seu corpo, enquanto os 21 elementos restantes correspondem a apenas

0,7%. Apesar de entrarem em proporção tão pequena, eles realizam

uma série de funções críticas para a vida. A ausência de qualquer desses

elementos no organismo pode levar a doenças e até mesmo à morte.



AU

LA 6CONCLUSÃO

A semelhança entre as propriedades físicas e químicas de alguns

elementos não é casual; ela deriva da semelhança que ocorre na camada

de valência desses elementos. A Tabela Periódica mostra de forma

condensada e sistemática como os elementos se arrumam segundo a

semelhança de suas propriedades.

ATIVIDADE FINAL

a) Identifique os seguintes elementos:

(i) grupo 2A, período 5 (ii) grupo 4B, período 4

(iii) grupo 7A, período 2 (iv) grupo 2A, período 2

Quais desses quatro elementos têm propriedades químicas semelhantes?

b) Arrume os seguintes elementos, do mais metálico para o menos metálico:

(i) S, Cl, Si e Pd

(ii) Sn, Rb, Ag e Pd

c) Para cada um dos pares, diga qual elemento tem o maior raio atômico, a maior

energia de ionização e a maior afinidade eletrônica:

(i) Ca e Se (ii) S e Se (iii) Ca e Sr

RESPOSTA COMENTADA

a. Para realizar esta atividade, você só precisa consultar a TP. Nela, os

elementos estão arrumados por grupos (numerados na parte de cima),

que correspondem às colunas da tabela; e por períodos (numerados na

parte lateral), que correspondem às linhas da tabela. Cada elemento

fica caracterizado pela posição que ocupa em uma linha e em uma

coluna da tabela.

(i) O elemento que está no grupo 2A, período 5 é o estrôncio (Sr).

Trata-se de um metal alcalino-terroso.

(ii) O elemento que está no grupo 4B, período 4 é o cromo (Cr). É

um metal de transição.



AU

LA 6(iii) O elemento que está no grupo 7A, período 2 é o flúor (F). É um

halogênio.

(iv) O elemento que está no grupo 2A, período 2 é o berílio (Be). É

um metal alcalino-terroso.

Elementos no mesmo grupo têm propriedades semelhantes. Dos dados

no problema, os que pertencem ao mesmo grupo são o Sr e Be.

b. Você precisa saber que um elemento tem tão mais caráter metálico

quanto mais à esquerda estiver na Tabela Periódica. Uma consulta vai

mostrar, então, que a ordem será:

(i) Pd > Si > S > Cl

(ii) Rb > Pd > Ag > Sn

Ou seja, o paládio (Pd) é o de maior caráter metálico entre os elementos

listados no item (i) e o rubídio, entre os do item (ii).

c. Para resolver esta questão, verifique se os elementos de cada par estão

no mesmo período ou no mesmo grupo. Sabemos que o raio atômico

(R) diminui ao logo de um período e aumenta ao longo de um grupo.

A energia de ionização (EI) e a afinidade ao elétron (AE) aumentam ao

longo de um período e diminuem ao longo de um grupo.

Os elementos deste par (i) estão no mesmo período (n = 4). Os dos

pares (ii) e (iii) nos mesmos períodos (6A e 2A, respectivamente).

Podemos montar a seguinte tabela:

Par R El AE

(i) Ca > Se Se > Ca Se > Ca

(ii) Se > S S > Se S > Se

(iii) Sr > Ca Ca > Sr Ca > Sr


96 C E D E R J

As propriedades periódicas dos elementos estão intimamente relacionadas aos

elétrons de valência. A Tabela Periódica exibe essa periodicidade. Nela, dividimos

os elementos em metais, não-metais e metalóides. O raio atômico dos elementos

diminui ao longo de um período e aumenta ao longo de um grupo na tabela. Já

a energia de ionização e a afinidade eletrônica têm comportamento oposto.

R E S U M O


Na próxima aula, você vai estudar o primeiro tipo de ligação química entre os

átomos: a ligação iônica.

Combinações entre átomos:a ligação iônica

Pré-requisitos

Você precisa dos conceitos ensinados na Aula 6 (especialmente o de elétrons de valência) para compreender esta aula.

objetivos

Definir os tipos de ligação química entre os átomos.Enunciar a regra do octeto e o seu significado.

Representar o símbolo de Lewis de átomo.Descrever a ligação iônica.

Relacionar o tamanho de um íon com o do átomo neutro que o originou.

7AULAEsperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de:

• Reconhecer se uma ligação química é iônica, covalente ou metálica.

• Escrever o símbolo de Lewis de um elemento através de informações da Tabela Periódicaou da configuração eletrônica.

• Representar a formação de um composto iônico utilizando os símbolos de Lewis.

• Comparar o tamanho relativo de átomos e íons.

Metas da aula

Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica


AU

LA 7Nas aulas anteriores, você aprendeu a descrever a estrutura eletrônica e as

propriedades de átomos e íons. Se os átomos ou íons são fortemente atraídos

uns pelos outros, dizemos que existe uma ligação química entre eles. Nesta

aula, você vai aprender a distinguir os tipos de ligação e conhecer a regra do

octeto, uma regra básica para a formação da ligação química. Ela será usada

para compreender o primeiro tipo de ligação que vamos estudar em nosso

curso: a ligação iônica.

TIPOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA

As propriedades das substâncias são determinadas, em grande

parte, pelas ligações químicas que mantêm os átomos unidos. O açúcar

(sacarose, C12H22O10) e o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl), por

exemplo, são compostos totalmente diferentes. O que dá características

tão marcantemente distintas a esses compostos é o tipo de ligação entre

os átomos. As ligações entre os átomos de carbono, oxigênio e hidrogênio

na sacarose têm um caráter totalmente diverso daquelas entre os átomos

de cloro e de sódio no NaCl.

INTRODUÇÃO

O açúcar, por exemplo, tem baixo ponto de fusão; o sal de cozinha, alto. Se você colocar uma solução de açúcar entre dois eletrodos e tentar passar uma corrente, como mostrado na Figura 7.1, verá que a solução é má condutora elétrica; por outro lado, se a solução contiver sal de cozinha, a corrente flui com facilidade!

Figura 7.1: Se a solução dentro do recipiente contiver açúcar, a corrente elétrica não passa; se contiver sal, ela passa com facilidade.

CátodoÂnodo

Bateria

e- e-



AU

LA 7Existem três tipos gerais de ligação química:

a. ligação iônica – é o resultado da ação de fortes forças

eletrostáticas entre íons de carga oposta. Os íons podem ser

formados a partir dos átomos neutros, pela transferência de

elétrons de um átomo para outro. Este tipo de ligação ocorre

normalmente entre os metais mais à esquerda e os não-metais

mais à direita da Tabela Periódica;

b. ligação covalente – é o resultado do compartilhamento de um ou

mais pares de elétrons entre dois átomos. Ocorre normalmente

entre os não-metais;

c. ligação metálica – é a ligação encontrada nos metais, como no

ferro, no cobre ou no alumínio. Neste tipo de ligação, cada

átomo se liga a muitos outros átomos vizinhos. Os elétrons

de ligação são relativamente livres para mover-se através da

estrutura tridimensional do metal.

1. Determine o tipo de ligação entre os pares de elementos a seguir: a. carbono e oxigêniob. carbono e cloroc. magnésio e bromod. magnésio e magnésioe. enxofre e enxofre

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Para resolver o exercício desta atividade, você precisa reconhecer se

os elementos listados são metais ou não-metais. O estudo da Tabela

Periódica (feito na Aula 6) permite que você identifi que os elementos

da seguinte forma:

• metais: magnésio;

• não-metais: carbono, oxigênio, cloro, bromo e enxofre.

Sabemos também que a ligação iônica se dá entre um metal e um

não-metal; a covalente, entre não-metais; a metálica, entre metais.

Então a resposta do exercício é:

a. ligação covalente

b. ligação covalente

c. ligação iônica

d. ligação metálica

e. ligação covalente

ATIVIDADE


100 C E D E R J C E D E R J 101

AU

LA 7SÍMBOLOS DE LEWIS

Os elétrons envolvidos nas ligações químicas são os elétrons

de valência (lembre-se da Aula 6!), aqueles que estão na camada mais

externa do átomo. O americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) sugeriu

uma forma simples de representar os elétrons de valência de um átomo

e de acompanhá-los durante a formação da ligação química. Esta

representação é conhecida como símbolo de Lewis, ou diagrama de

pontos de Lewis.

Símbolo de Lewis de um elemento = símbolo químico do elemento + um ponto para cada elétron de valência.

!

A disposição dos elétrons em torno do símbolo de elemento é

tal que:

• cada elétron ocupa um dos quatro lados do símbolo;

• se houver mais de quatro elétrons, preenche-se inicialmente os

quatro lados com um elétron; os elétrons restantes entram a

seguir, formando pares com cada um dos quatro primeiros.

Será que este conceito ficou claro? Vamos trabalhar alguns

exemplos para verificar se você compreendeu o que foi dito.

Exemplo 1: Escrever o símbolo de Lewis para o fósforo (P)

Solução: consultando a Tabela Periódica, você pode verificar que

o fósforo pertence ao grupo 5A. Logo, ele tem cinco elétrons de valência

(ele é um elemento representativo, como você aprendeu na aula anterior!).

Colocamos cada um dos quatro primeiros elétrons em cada um dos lados

do símbolo P; o último elétron fica emparelhado com qualquer um dos

quatro primeiros. O resultado é:

Obs.: Qualquer um dos diagramas mostrado está correto!

Exemplo 2: Escrever o símbolo de Lewis do enxofre (S), que tem a

seguinte configuração eletrônica:

S: 1s22s22p63s23p4


100 C E D E R J C E D E R J 101

AU

LA 7Solução: neste caso, podemos determinar o número de elétrons

de valência diretamente da confi guração eletrônica do elemento. Vemos

pela confi guração dada que a última camada ocupada (n = 3) é também

a mais externa (o enxofre é um elemento representativo). Esta camada

tem seis elétrons ao todo. Logo, este é o número de elétrons de valência.

O símbolo de Lewis para o enxofre é:

Obs.: Ou qualquer representação com dois pares de elétrons emparelhados e

dois desemparelhados, colocados nos quatro lados do símbolo.

2. Escreva o símbolo de Lewis do sódio (Na), do cloro (Cl), do carbono (C) e do neônio (Ne):__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Para resolver este exercício, você precisa consultar a Tabela Periódica e

verifi car o grupo em que cada elemento se encontra. Se o elemento for

representativo, o número do grupo a que ele pertence indica o número

de elétrons de valência.

O Na pertence ao grupo 1A, o Cl ao grupo 7A, o C ao grupo 4A e o

Ne, por sua vez, ao grupo 8A. Todos são elementos representativos.

Portanto, o número de elétrons de valência de cada um é o número do

grupo a que pertence (Na = 1, Cl = 7, C = 4 e Ne = 8). Os símbolos

de Lewis desses elementos são:

No caso do Na, o elétron pode ser colocado em qualquer um dos lados

do símbolo químico; da mesma forma, você pode trocar a posição do

elétron solitário no cloro com qualquer par, resultando em quatro formas

equivalentes de representação.

Para o C e o Ne, só há uma forma de arrumar os elétrons. Observe as

regras para a representação de um símbolo de Lewis e verifi que que,

no caso do C, cada elétron deve entrar em um dos lados do símbolo

do átomo. O Ne, por sua vez, possui oito elétrons de valência, que só

podem ser arrumados como quatro pares de elétrons, um par em cada

lado do símbolo.

ATIVIDADE


102 C E D E R J C E D E R J 103

AU

LA 7A REGRA DO OCTETO

Se você observar a configuração eletrônica dos elementos do grupo

8A (os gases nobres), verá que eles têm oito elétrons de valência. A baixa

reatividade destes elementos foi atribuída a essa configuração eletrônica

especial da camada de valência. Esta idéia tornou-se muito importante

quando os cientistas observaram que as combinações químicas entre

átomos dos elementos representativos se davam de forma que cada

átomo, ao final da combinação, atingia a configuração de valência de

um gás nobre. Estas observações levaram G.N. Lewis e outros cientistas

a formular a regra do octeto.

Regra do octeto: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que tenham oito elétrons de valência. No caso do hidrogênio, cuja camada de valência é n = 1, o “octeto” fica completo com dois elétrons.

!

Um octeto de elétrons consiste em subcamadas s e p completas de

um átomo. Em termos dos símbolos de Lewis, um octeto é representado

por quatro pares de elétrons em torno do átomo, tal como no neônio

que você descreveu na Atividade 2.

Há muitas exceções à regra do octeto, em particular aos elementos

mais pesados, nos quais existem elétrons d e f na subcamada incompleta

mais externa. Entretanto, a regra é útil para predizer os resultados de

combinações entre os elementos mais leves (até cerca de Z = 22).

A LIGAÇÃO IÔNICA

Os elementos podem atingir um octeto estável pela transferência

de elétrons de um átomo para outro. Isso faz com que os átomos neutros

se transformem em íons. A força de atração entre íons de carga oposta

é chamada ligação iônica.

A ligação iônica ocorre entre elementos de baixa energia de ionização (ou seja, com facilidade de perder elétrons) e entre elementos de grande afinidade eletrônica (ou seja, com tendência muito acentuada de receber elétrons). Em outras palavras, ela ocorre preferencialmente entre os metais mais à esquerda e os não-metais mais à direita da Tabela Periódica.


102 C E D E R J C E D E R J 103

AU

LA 7Podemos esperar que os elementos com poucos elétrons de valência

(em particular os metais dos grupos 1A, 2A e 3A) percam elétrons quando

reagem com elementos que tenham quase oito elétrons de valência (como

os não-metais dos grupos 6A e 7A). Os íons formados nessa transferência

são atraídos uns pelos outros porque cargas opostas se atraem. Esta

atração entre os íons é a ligação iônica.

O sódio metálico, por exemplo, reage vigorosamente com o gás

cloro, formando o cloreto de sódio. Nesta reação, um elétron é transferido

do átomo de sódio para o átomo de cloro, com formação dos íons Na+

e Cl-. As configurações eletrônicas dos átomos de Na e de Cl são: Na:

1s2 2s2 2p6 3s; e Cl: 1s2 2s2 2p5.

Os símbolos de Lewis para o Na e o Cl são:

(Veja a Atividade 2!) Então o processo de transferência de um

elétron do Na para o Cl se representa por:

Veja que cada íon tem o seu octeto completo (O íon Na+ ficou

com oito elétrons na camada n = 2 e nenhum elétron na camada

n = 3!). Observe também que o símbolo de Lewis de um íon é escrito

entre colchetes, com a carga do íon também indicada.

A atração entre os íons positivos e negativos leva a um aglomerado

tridimensional ordenado, chamado rede cristalina. O aglomerado total

de íons é um composto iônico. A atração eletrostática entre os íons Na+

e Cl-, por exemplo, faz surgir o composto iônico NaCl.

Observe a Figura 7.2! Nela você pode verificar que, na rede

cristalina do NaCl, cada íon Na+ é rodeado por seis íons Cl-, e cada íon

Cl- por seis íons Na+. Assim, há um íon Na+ para cada íon Cl- e o cristal

de NaCl é eletricamente neutro.


104 C E D E R J C E D E R J 105

AU

LA 7

Figura 7.2: Rede cristalina do NaCl. Cada íon é rodeado por seis íons de carga oposta.

A razão entre os íons em uma rede cristalina de um composto iônico é tal que o composto, como um todo, é eletricamente neutro. A fórmula de um composto iônico traduz esta proporção entre íons positivos e negativos. No composto MgCl2, por exemplo, a rede cristalina é tal que a proporção entre os íons Mg2+ e Cl- é de 1:2.

!

Em geral, os compostos iônicos são formados por metais e

não-metais. Se os elementos envolvidos são representativos, você pode

predizer o número de elétrons que eles podem ganhar ou perder, bastando

saber a posição do elemento na Tabela Periódica. A Tabela 7.1 lista os

íons comuns dos elementos representativos.

Tabela 7.1: Íons comuns dos elementos representativos

Grupo 1A 2A 3ª 5A 6ª 7A

Li+ Be2+ Al3+ N3- O2- F-

Na+ Mg2+ P3- S2- Cl-

K+ Ca2+ Se2- Br -

Rb+ Sr2+ Te2- I-

Cs+ Ba2+


104 C E D E R J C E D E R J 105

AU

LA 7Vamos ver se fi cou claro? Acompanhe o exemplo a seguir:

Exemplo 3: Com base na Tabela 7.1, explicar a formação do íon N3-.

Solução: O N pertence ao grupo 5A. Logo, tem cinco elétrons

de valência. Ele pode completar seu octeto se ganhar três elétrons. Esta

transferência leva à formação do ânion N3-.

3.a. Como seria representada a formação do MgCl2 pelos símbolos de Lewis?3.b. Explicar a formação dos íons S2- e Al3+.____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

3.a. Você pode consultar a Tabela Periódica para verifi car que o Mg

pertence ao grupo 2A; é um elemento representativo de modo que

tem dois elétrons na camada de valência. Para o cloro, você já dispõe

das informações necessárias no texto. Os símbolos de Lewis de cada

elemento são:

O átomo de Mg precisa perder dois elétrons para ter seu octeto

completo. O átomo de Cl só pode receber um elétron. Logo, a formação

do MgCl2 se dará pela transferência dos dois elétrons do Mg, um para

cada átomo de Cl, segundo o esquema:

3.b. Para resolver este exercício, você deve inicialmente consultar a

Tabela 7.1. Os dados desta tabela indicam que o enxofre (S) pertence

ao grupo 6A, tendo seis elétrons de valência; logo, ele pode completar

o seu octeto ganhando 2 elétrons, o que leva ao ânion S2-. O alumínio

(Al), por sua vez, pertence ao grupo 3A, tendo três elétrons de valência;

ao perdê-los, forma-se o cátion Al3+.

ATIVIDADE


106 C E D E R J C E D E R J 107

AU

LA 7A formação dos íons de metais de transição é mais difícil de se

prever, pois nestes elementos pode-se retirar elétrons não só da subcamada

mais externa, como também daquela de maior n. É por esta razão que

alguns elementos podem formar mais de um íon. A Tabela 7.2 lista alguns

dos íons formados pelos metais de transição mais comuns.

Tabela 7.2: Íons dos metais de transição mais comuns

Metal Íon Metal Íon Metal Íon

Cádmio Cd2+ Cromo Cr2+, Cr3+ Mercúrio Hg22+ , Hg2+

Chumbo Pb2+, Pb4+ Estanho Sn2+, Sn4+ Níquel Ni2+

Cobalto Co2+, Co3+ Ferro Fe2+, Fe3+ Prata Ag+

Cobre Cu+, Cu2+ Manganês Mn2+, Mn3+ Zinco Zn2+

TAMANHO DOS ÍONS

Quando elétrons são acrescentados ou retirados de um átomo

neutro, o íon formado tem seu tamanho modificado. O tamanho de um

íon depende:

• da carga do núcleo;

• do número de elétrons do íon;

• dos orbitais em que os elétrons mais externos se encontram.

É mais interessante comparar o tamanho do íon em relação ao

átomo neutro que deu origem a ele. Observe a Figura 7.3: ela ilustra o

que ocorre em um átomo quando se retiram ou se adicionam elétrons.

A formação de um cátion implica a retirada de um ou mais elétrons

de orbitais mais afastados do núcleo. Isso diminui a repulsão entre os

elétrons restantes e aumenta a atração deles pelo núcleo.

O oposto é verdadeiro para os íons negativos: quando elétrons

são adicionados para formar um ânion, o aumento da repulsão entre

eles faz com que se espalhem mais no átomo.


106 C E D E R J C E D E R J 107

AU

LA 7

Figura 7.3: (a) A retirada de elétrons faz o átomo diminuir; (b) a adição de elétrons faz o átomo aumentar.

-e

+e

a)

b)

Finalmente, devemos considerar o tamanho de íons de mesma

carga e de mesma família química (ou grupo da Tabela Periódica). Tal

como o raio atômico cresce ao longo de um grupo, o tamanho do íon

deve acompanhar essa tendência, pois cada elemento de uma mesma

família tem elétrons mais externos em camadas com n crescentemente

maior. Os íons gerados terão a mesma carga, mas seu tamanho cresce

ao longo do grupo.

Vamos resumir estas idéias da seguinte forma:• cátions são menores do que os átomos neutros que os originaram;• ânions são maiores que os átomos neutros que os originaram;• os íons de uma mesma família têm a mesma carga e aumentam de tamanho ao longo de seu grupo na Tabela Periódica.

!

Acompanhe o exemplo a seguir para verificar se ficou tudo claro.

Exemplo 5: Arranje os átomos e íons em ordem decrescente de

tamanho: Na+, K+ e K.

Solução: Sabemos que os cátions são menores que os átomos

neutros de origem. Logo, K > K+. O Na+ e o K+ são íons de elementos

do mesmo grupo, com o potássio no período n = 4 e o sódio com n = 3.

Logo K+ > Na+. Então o ordenamento final é:

K > K+ > Na+


108 C E D E R J C E D E R J 109

AU

LA 7

CONCLUSÃO

Os átomos combinam-se entre si devido a forças atrativas que

levam à formação de ligações químicas entre eles. Uma forma de

combinação é dada pela transferência de elétrons de um átomo com

baixa energia de ionização para outro com grande afi nidade eletrônica.

Este processo leva à formação de redes cristalinas formadas por íons,

defi nindo um composto iônico.

4. Ordene as espécies a seguir em ordem crescente de tamanho:S2-, O2-, O________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Consultando a Tabela Periódica, você vai verifi car que o S e o O

pertencem ao mesmo grupo. Sabendo que um ânion é maior que

o átomo neutro, então S < S2-. Entre os átomos neutros de O e de S,

temos que O < S. Então o ordenamento é:

O < S < S2-

ATIVIDADE

ATIVIDADE FINAL

Considere os átomos de Ga e I:

a. Que tipo de ligação se espera entre eles? Justifi que sua resposta.

b. Qual é o símbolo de Lewis de cada um destes elementos?

c. Qual é o símbolo de Lewis do composto formado entre eles?

d. Qual dos dois íons é maior? Justifi que sua resposta.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________


108 C E D E R J C E D E R J 109

AU

LA 7RESPOSTA COMENTADA

Em primeiro lugar, você deve verificar a posição dos elementos considerados

na Tabela Periódica. O Ga pertence ao grupo 3A; e o I, ao grupo 7A. Ambos

são elementos representativos. O Ga é um metal e o I um não-metal. Com

estas informações, podemos responder às questões propostas.

a. Como o Ga é um metal e o I um não-metal, espera-se uma ligação iônica

entre eles.

b. O Ga tem três elétrons de valência, e o I tem sete. Assim, os símbolos de

Lewis para cada elemento são:

c. O Ga ganhará a configuração do octeto se perder seus três elétrons

externos; o I precisa receber um elétron para formar o octeto. Desta forma,

o Ga cede um elétron para cada átomo de I (em um total de três), formando

o composto iônico GaI3. Neste composto, a proporção entre os átomos é de

um de Ga para três de I.

A representação do processo, usando os símbolos de Lewis, é:

d. Para responder a esta pergunta, você deve inicialmente pensar na tendência

de crescimento do raio atômico dos elementos neutros na Tabela Periódica

(veja a aula anterior!). O Ga está no quarto período (n = 4) da Tabela; o I,

no quinto, e mais à direita que o Ga. Logo, pela tendência de crescimento

do raio atômico, o I é maior que o Ga. Ao formar os íons, o Ga diminui ao

passar para Ga3+, e o I aumenta ao passar para I-. Desta forma, o I- é menor

que o Ga3+.

Os elétrons de valência são os responsáveis pela formação das ligações químicas,

que podem ser iônicas, covalente ou metálica. Na ligação covalente, há a

transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro, até que cada

átomo complete seu octeto. Os íons formados têm seus tamanhos alterados em

relação aos átomos neutros.

R E S U M O


110 C E D E R J


Na próxima aula, você vai estudar a ligação covalente, aquela em que os elétrons

são compartilhados entre os átomos.

Meta da aula

Descrever a formação da ligação covalente.Caracterizar um composto covalente.

Desenhar o diagrama de pontos e o diagrama de ligações para umcomposto covalente formado pelos elementos representativos.

Definir eletronegatividade e definir as tendências daeletronegatividade ao longo da tabela periódica.

Diferenciar uma ligação polar de uma ligação apolar.

8AULAMetas da aula

objetivos

Combinações entre átomos: a ligação covalente

Pré-requisitos

Você precisa saber representar os símbolos de Lewis dos elementos e a regra do octeto para com-

preender o conteúdo desta aula. Estes assuntos foram tratados na Aula 7. Você deverá rever tam-bém energia de ionização e afinidade eletrônica,

apresentados ao final da Aula 6.

Esperamos que, após o estudo doconteúdo desta aula, você seja capaz de:

• Construir os diagramas de pontos e de ligações para combinações covalentes entre átomos.

• Ordenar as ligações em ordem crescente de polaridade.

Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação covalente

112 C E D E R J C E D E R J 113

AU

LA

8INTRODUÇÃO Já vimos que as substâncias iônicas possuem várias propriedades característi-

cas, tais como alto ponto de fusão e alta condutividade elétrica. A maioria das

substâncias não possui as características dos compostos iônicos. À temperatura

ambiente, as substâncias são líquidas ou gasosas; se sólidas, têm baixo ponto

de fusão. Para descrevê-las e explicar as suas propriedades, precisamos de outro

modelo de ligação química, que você vai aprender na aula de hoje.

A LIGAÇÃO COVALENTE

Átomos que têm atração semelhante por elétrons não podem unir-

se por ligações iônicas. Neste caso, os seus octetos ficam completos por

compartilhamento de elétrons, formando uma ligação covalente.

Quando dois ou mais átomos compartilham elétrons através de

ligações covalentes, a unidade resultante é uma molécula. Os compostos

covalentes são formados por moléculas que, por sua vez, são formadas

por átomos unidos por ligações covalentes.

Os elementos não-metálicos formam normalmente ligações

covalentes. Alguns destes elementos existem na Natureza com dois

átomos unidos por uma ligação covalente. As moléculas assim formadas

são ditas moléculas diatômicas. Vamos estudar mais detalhadamente

duas delas: a molécula de Cl2 e a molécula de H2.

Uma ligação covalente surge quando dois núcleos atraem os mesmos elétrons, geralmente arrumados em pares.

!

Figura 8.1: Em uma ligação covalente, dois núcleos atraem os mesmos elétrons.

Elementos que existem como moléculas diatômicas à temperatura ambiente são:

Hidrogênio (H2) Flúor (F2) Iodo (I2)

Nitrogênio (N2) Cloro (Cl2)

Oxigênio (O2) Bromo (Br2)

!


112 C E D E R J C E D E R J 113

AU

LA

8Cada átomo de cloro tem sete elétrons de valência (confi ra!) e

precisa de mais um para completar o seu octeto. O símbolo de Lewis

do cloro mostra que existe um elétron desemparelhado na camada de

valência (confi ra novamente!). Ao compartilhar um par de elétrons,

formado por cada um dos elétrons desemparelhados, cada átomo de

cloro adquire o seu octeto.

De forma semelhante, cada átomo de hidrogênio tem um elétron

na sua camada de valência. O compartilhamento de um par de elétrons,

cada um proveniente de um dos dois átomos de H, permite que cada

átomo complete a sua camada de valência com dois elétrons.

O diagrama de pontos representativo dessas combinações está

ilustrado na Figura 8.2. Nela incluímos também o diagrama de ligações,

em que cada par compartilhado é representado por um traço unindo

os dois átomos; este traço simboliza uma ligação simples (ou ligação de

um par de elétrons).

Figura 8.2: Diagrama de pontos e diagrama de ligações para as combinações entre dois átomos de cloro e dois átomos de hidrogênio.

Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são ditas homonucleares. É possível que dois átomos diferentes formem ligações covalentes. Moléculas diatômicas formadas por átomos distintos são ditas heteronucleares.

A molécula de fl uoreto de hidrogênio (HF), por exemplo, é formada pela ligação covalente entre o H e o F, como ilustrado na Figura 8.3.

Figura 8.3: Diagrama de pontos e diagrama de ligações para as combinações entre um átomo de fl úor e um átomo de hidrogênio.


114 C E D E R J C E D E R J 115

AU

LA

8

1. Construa o diagrama de pontos e o de ligações para as moléculas de F2 e de HCl:________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Para resolver o exercício desta atividade, você precisa inicialmente

escrever os símbolos de Lewis do fl úor e do hidrogênio e do cloro:

O fl úor pode completar seu octeto compartilhando um par de elé-

trons com outro átomo de fl úor; da mesma forma, o hidrogênio e

o cloro completam seus octetos se ambos compartilharem um par

de elétrons.

Os diagramas de pontos e de ligações são dados a seguir:

ATIVIDADE

LIGAÇÕES MÚLTIPLAS

Freqüentemente, um octeto estável de elétrons só pode ser atingi-

do se mais de um par de elétrons for compartilhado entre dois átomos.

Dizemos que há uma ligação múltipla entre os átomos. Dependendo do

número de pares de elétrons compartilhados (NPE), teremos os seguintes

tipos de ligação:


114 C E D E R J C E D E R J 115

AU

LA

8NPE Tipo de ligação Símbolo

1 Simples –

2 Dupla =

3 Tripla =

Nada melhor do que observar na prática como as ligações ocor-

rem. Para tal, você verá exemplos de quatro moléculas.

Exemplo 1: A molécula de O2

O oxigênio pertence ao grupo 6A, tendo seis elétrons na camada

de valência. O símbolo de Lewis para o átomo de oxigênio é:

Obs: Todas estas representações são equivalentes!

A combinação de dois átomos de oxigênio forma um octeto estável

se dois pares de elétrons forem compartilhados:

Na molécula de O2, há uma ligação dupla entre os átomos de

oxigênio. Observe que cada átomo fica rodeado por oito elétrons, sendo

que quatro deles (dois pares) são comuns aos dois átomos.

Exemplo 2: A molécula de CO2

O carbono pertence ao grupo 4A, tem, portanto, quatro elétrons

de valência. Só há uma forma de construir o símbolo de Lewis para este

elemento:

Ele pode completar seu octeto formando duas ligações duplas,

uma com cada átomo de oxigênio. O diagrama de pontos e de ligações

da formação do CO2 é:


116 C E D E R J C E D E R J 117

AU

LA

8Exemplo 3: A molécula de N2

O nitrogênio pertence ao grupo 5A e tem cinco elétrons de valên-

cia. Seu diagrama de Lewis é:

Obs: Todas estas representações são equivalentes!

A combinação de dois átomos de N se dá pelo compartilhamento

de três pares de elétrons, levando à formação de uma ligação tripla.

O diagrama de pontos e de ligações é:

Observe como cada átomo compartilha três pares de elétrons,

completando o seu octeto!

Exemplo 4: A molécula de H2O

Já sabemos os símbolos de Lewis para o oxigênio e o hidrogênio:

Observe que o octeto do oxigênio pode ser completado se este

átomo compartilhar dois pares de elétrons; cada par terá um elétron vindo

dele e o outro de um átomo de hidrogênio. Haverá, então, a formação

de duas ligações simples O-H:

É importante observar que o diagrama de pontos não indica a forma de uma molécula. Se você observar as representações para o CO2 e para a H2O, verá que não pode inferir delas a geometria de cada uma destas espécies. Este assunto será tratado futuramente.

!


116 C E D E R J C E D E R J 117

AU

LA

8

2. Escrever os diagramas de pontos e os de ligação para os compostos covalentes formados entre:a) nitrogênio e hidrogêniob) carbono e enxofrec) carbono e fl úor________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você deve proceder da mesma forma que na Atividade 1, escre-

vendo inicialmente os símbolos de Lewis dos elementos que vão

combinar-se e completando os seus octetos por compartilhamento

de elétrons.

a) Os símbolos de Lewis para o nitrogênio (grupo 5A) e hidrogênio

(grupo 1A) são:

Observe que qualquer das representações para cada um dos dois

elementos é válida.

Para completar o seu octeto, o N precisa formar três pares de

elétrons, compartilhando-os com os átomos de H. Como o H só

pode ter um par de elétrons em sua camada de valência, o octeto

do N só pode ser completado se três H formarem ligações simples

com o átomo de N, formando a amônia, NH3.

O diagrama de pontos e de ligações é:

b) Os símbolos de Lewis do C (grupo 4A) e do Br (grupo 7A) são:

ATIVIDADE


118 C E D E R J C E D E R J 119

AU

LA

8

Para o carbono completar o seu octeto, precisa formar quatro

pares de elétrons com átomos de Br. Como cada átomo de Br

precisa compartilhar apenas um par de elétrons para ter seu octeto

completo, o C deve ligar-se a quatro átomos de Br, formando o CBr4

(tetrabromometano):

c) Os símbolos de Lewis para o C (grupo 4A) e o S (grupo 6A) são:

Para completar seu octeto, o C precisa compartilhar quatro pares

de elétrons e o S, dois. Assim, um átomo de carbono pode unir-se

a dois átomos de enxofre por ligações duplas, segundo o esquema

a seguir (idêntico ao da formação do CO2):

ÍONS POLIATÔMICOS

Um íon poliatômico é um grupo de átomos unidos por ligações

covalentes e que tem uma carga elétrica. Eles são estáveis o sufi ciente

para que o grupo, como um todo, participe da maioria das reações

químicas sem fragmentar-se. Algumas vezes esses íons são formados,

a partir de moléculas, pela retirada ou ganho de um ou mais elétrons

nestas moléculas. Alguns exemplos de íons poliatômicos são listados na

Tabela 8.1 a seguir:

Tabela 8.1: Alguns íons poliatômicos

Nome comum do íon

Fórmula Nome comum do íon

Fórmula

Amônio NH4+ Nitrito NO2

-

Acetato C2H3O-2 Oxalato C2O4

2-

Carbonato CO32- Permanganato MnO4

-


118 C E D E R J C E D E R J 119

AU

LA

8Bicarbonato HCO3

- Peróxido O2-2

Cianeto CN- Fosfato PO4-3

Clorato ClO4- hidrogenofosfato HPO4

2-

Dicromato Cr2O72- Sulfato SO4

2-

Hidroxila OH- Sulfito SO32-

Hipoclorito ClO- Hidrogenossulfito HSO3-

Nitrato NO3- Tiossulfato S2O3

2-

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES

Eletronegatividade

Quando uma ligação covalente acontece entre dois átomos

iguais, é fácil imaginar que os dois elétrons sejam atraídos com a mesma

intensidade por cada um dos núcleos dos átomos formadores da ligação.

Isso é o que acontece, por exemplo, nas moléculas de F2 ou de H2. E

quando os átomos são diferentes? Neste caso, é possível (e este quase

sempre é o caso) que um dos átomos tenha uma tendência maior em atrair

elétrons do que o outro. Então, o par (ou pares) de elétrons deve estar

deslocado na direção do átomo com maior tendência em atrair elétrons.

Representa-se a eletronegatividade de um elemento pela letra

grega χ (lê-se ki). Um átomo é tanto mais eletronegativo quanto maior

for sua tendência em atrair elétrons. A eletronegatividade de um átomo

depende:

• de sua energia de ionização;

• de sua afinidade eletrônica.

Se a energia de ionização é alta, o átomo tem dificuldade em

perder elétrons; se a afinidade eletrônica é alta, ele tem facilidade em

ganhar elétrons.

Eletronegatividade é a habilidade que um átomo tem em atrair elétrons.!

Podemos concluir que átomos com alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica são muito eletronegativos.

!


120 C E D E R J C E D E R J 121

AU

LA

8Na Tabela Periódica, a eletronegatividade:

• aumenta ao longo de um período (da esquerda para a direita);

• aumenta ao longo de um grupo (de baixo para cima).

Então, devemos esperar que o flúor seja o elemento mais eletro-

negativo; e o césio, o menos eletronegativo.

Fique atento, pois alguns metais de transição não obedecem a essa regra!

!

Foram criadas várias escalas para estimar a eletronegatividade

dos átomos. A mais antiga e mais usada foi proposta por Linus Pauling.

Os valores de eletronegatividade de alguns elementos, na escala de

Pauling, são dados na Tabela 8.2 a seguir:

Tabela 8.2: Escala de Pauling de eletronegatividade (χ) de alguns elementos

Átomo χ Átomo χ Átomo χ Átomo χ Átomo χ

H 2,1 Be 1,6 Co 1,9 C 2,5 F 4,0

Li 1,0 Mg 1,2 Cu 1,9 N 3,0 Cl 3,0

Na 0,9 Ca 1,0 Fe 1,8 O 3,5 Br 2,8

K 0,8 Sr 1,0 Cr 1,6 S 2,5 I 2,5

Cs 0,7 Ba 0,9 Zn 1,6 Se 2,4 At 2,2

Polaridade das ligações e eletronegatividade

A forma como os pares de elétrons são compartilhados entre os

átomos determina a polaridade de uma ligação. Em uma ligação apolar,

os elétrons são igualmente compartilhados pelos átomos que formam

a ligação. Em uma ligação polar, um dos átomos exerce uma atração

maior pelos pares de elétrons do que o outro átomo.

Da definição de eletronegatividade, você pode concluir que:

a) ligações covalentes apolares ocorrem entre átomos de mesma eletrone-gatividade;

b) ligações covalentes polares ocorrem entre átomos de eletronegatividade diferente.

!


120 C E D E R J C E D E R J 121

AU

LA

8É a diferença de eletronegatividade, representada por ∆χ (lê-se

delta ki), que determina a polaridade de uma ligação entre dois átomos.

Se os átomos que formam a ligação têm a mesma eletronegatividade (ou

seja, se ∆χ = 0), a ligação é covalente apolar. Neste caso, os pares de

elétrons envolvidos na ligação são igualmente compartilhados entre os

dois núcleos dos átomos. É o caso das ligações entre dois átomos iguais,

como as existentes nas moléculas diatômicas homonucleares.

No extremo oposto estão as ligações onde ∆χ é tão grande que

um dos átomos desloca completamente os elétrons de ligação para si.

É o caso das ligações iônicas. A maioria das ligações está entre estes dois

limites, sendo covalentes polares. Você pode visualizar o efeito de ∆χ na

polaridade de uma ligação pelo quadro a seguir:

ligação apolar

∆χ= 0ligação iônica

∆χ grandepolaridade cresce

∆χ cresce

ligação polar

Vamos considerar, por exemplo, as polaridades das ligações

existentes nas moléculas de F2, HF e LiF. O quadro abaixo indica o tipo

de ligação formada, se é covalente apolar (CA), covalente polar (CP)

ou iônica (IO):

Molécula F2 HF LiF

∆χ 0 1,9 3,0

Tipo de ligação CA CP IO

Um valor de ∆χ >2,0 é indício de uma ligação fortemente polar

ou iônica.

3. Ordene as ligações a seguir por ordem decrescente de polaridade:a) H-F; H-Cl; H-Br; H-Ib) Li-H; Na-H; K-H; Rb-H________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________

ATIVIDADE


122 C E D E R J C E D E R J 123

AU

LA

8

________________________________________________________________ ________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você pode resolver os exercícios dessa atividade consultando a

Tabela 8.2 e calculando ∆χ para cada par de átomos envolvidos

na ligação. No entanto, se você observar melhor, verá que as ligações

do item (a) são todas entre H e um halogênio. Sabemos quem para

um mesmo grupo, a eletronegatividade diminui ao longo do grupo

(de cima para baixo). Então, o ordenamento fica:

H–F > H–Cl > H–Br > H–I

No item (b), novamente o H está ligado a elementos do mesmo

grupo (os metais alcalinos). Entretanto, ao contrário do item (a), ele

é o elemento mais eletronegativo. Então, o ordenamento será:

Rb–H > K–H > Na–H > Li–H.

CONCLUSÃO

Nesta aula, você aprendeu uma nova forma pela qual os

átomos podem se combinar. Este tipo de ligação, em que os átomos

compartilham elétrons, responde pela formação de maior parte das

moléculas conhecidas.

ATIVIDADE FINAL

O íon ClO- foi listado na Tabela 8.1:

a) obtenha o diagrama de pontos e o de ligações deste íon;

b) a substituição do Cl pelo I levaria a uma espécie mais polar? Justifique a sua

resposta.

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________


122 C E D E R J C E D E R J 123

AU

LA

8RESPOSTA COMENTADA

a) Inicialmente, você deve verificar que não se trata de uma espécie

neutra e sim de um íon com carga total igual a -1. Os símbolos de

Lewis do Cl e do O são conhecidos:

Para completar seu octeto, o átomo de Cl precisa compartilhar apenas

um par de elétrons com o O, resultando numa ligação simples.

O oxigênio neutro precisa de dois pares de elétrons. Entretanto, há um

elétron adicional que, entrando no átomo de O, completa seu octeto.

Assim, o diagrama de pontos e de ligações será:

As ligações covalentes são formadas entre átomos que compartilham um ou mais

pares de elétrons. Elas ocorrem normalmente entre os não-metais. Dependendo

da diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos nas ligações, elas

podem ser polares ou apolares.

R E S U M O

b) O I está abaixo do Cl na Tabela Periódica (ambos são do mesmo

grupo). Portanto, sua eletronegatividade é menor e a ligação I-O deve

ser mais polar, já que a diferença de eletronegatividade (∆χ) aumenta

se substituirmos o Cl pelo I na ligação com o oxigênio.


Você vai aprender, na próxima aula, a sistematizar a representação do diagrama

de ligações, obtendo a estrutura de Lewis de um composto.

e

ou

C E D E R J 9

AU

LA 2

1 M

ÓD

ULO

3

9AULAMetas da aula

Enunciar as regras para escrever a estruturade Lewis de um composto; discutir exemplos de obtenção das estruturas de Lewis de compostos

formados por elementos representativos.


• Escrever a estrutura de Lewis de compostos neutros ou de íons formados por elementos representativos.

Estruturas de Lewis: Parte I

Pré-requisitos

Tudo que você aprendeu sobre símbolos de Lewis dos elementos e diagramas de pontos

e de ligações é essencial para a compreensão desta aula. Reveja rapidamente as Aulas 7 e 8

antes de começar a ver este novo conteúdo.

objetivo

Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte l

126 CEDERJ CEDERJ 127

INTRODUÇÃO Na aula anterior, você aprendeu a representar o diagrama de pontos e de

ligações entre um grupo de átomos. A combinação dessas duas representações

é uma estrutura de Lewis. Nesta aula, você vai aprender a representar a estrutura

de Lewis de compostos formados por elementos representativos.

ESTRUTURAS DE LEWIS

A estrutura de Lewis é a representação que combina os símbolos

de Lewis dos átomos formadores de um composto com o diagrama de

ligações entre seus átomos.

As estruturas de Lewis são úteis na compreensão da ligação

química de muitos compostos. São freqüentemente usadas para discutir

as propriedades das moléculas. As estruturas finais obtidas nos exemplos

e exercícios da aula anterior são estruturas de Lewis, mas é importante

que você aprenda a escrevê-las de forma sistemática. Esta é uma tarefa

que você deve esforçar-se em fazer!

Nesta aula, vamos considerar apenas os casos em que o composto é formado por átomos de elementos representativos da Tabela Periódica. Verifique na Aula 6 quais são os elementos representativos e onde eles estão localizados.

!

REGRAS PARA REPRESENTAR A ESTRUTURA DE LEWIS DE UM COMPOSTO

“Mas como eu faço para representar a estrutura?” Para responder

a esta pergunta, vamos demonstrar os procedimentos necessários. Siga os

seguintes passos para escrever a estrutura de Lewis de um composto:

1. Conte os elétrons de valência de todos os átomos formadores

do composto. Para isso, use, se necessário, a Tabela Periódica.

Para um ânion, adicione um elétron para cada carga negativa.

Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva.

Não se preocupe em saber de onde vem cada elétron contado;

somente o número total é importante.

2. Escreva os símbolos dos átomos para saber que átomos estão

ligados, e una-os por ligações simples (uma linha, que representa

AU

LA

9



um par de elétrons). As fórmulas químicas são geralmente

escritas na ordem em que os átomos estão ligados na molécula

ou no íon. Quando um átomo central tem um grupo de átomos

ligados a ele, é representado primeiro na fórmula química.

3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central.

4. Coloque quaisquer elétrons restantes no átomo central, mesmo

que, ao fazê-lo, ele fique com mais do que o octeto.

5. Se não existirem elétrons suficientes para completar o octeto

do átomo central, tente ligações duplas ou triplas entre este e

os seus vizinhos. Use um ou mais pares de elétrons dos átomos

ligados ao átomo central para formar essas ligações.

EXEMPLOS DE REPRESENTAÇÃO

Vamos aplicar esse procedimento em alguns exemplos ilustrativos.

Acompanhe atentamente o desenvolvimento das etapas e os comentários

pertinentes.

Exemplo 1: representar a estrutura de Lewis do tricloreto de fósforo,

PCl3.

• Primeiro passo: vamos somar os elétrons de valência de todos

os átomos formadores do PCl3. Consultando a Tabela Periódica,

vemos que o P pertence ao grupo 5A, e o Cl ao grupo 7A. Ambos

são elementos representativos e têm cinco e sete elétrons de

valência, respectivamente. Então, o número total de elétrons

de valência é 5 + (3 × 7) = 26.

• Segundo passo: vamos arrumar os átomos de forma a mostrar

as ligações entre eles. Quase sempre existe mais de uma maneira

pela qual os átomos podem ser arrumados para formar um

composto. Em compostos com dois elementos, o primeiro

elemento listado na fórmula química é geralmente envolvido

pelos átomos restantes. Isto é particularmente verdadeiro em

AU

LA

9



compostos do tipo ABn, em que A é o átomo central. No caso

do PCl3, o P é o átomo central, estando ligado a três átomos

de Cl. Começamos, então, com um esqueleto de estrutura, que

mostra as ligações simples entre o P e os átomos de Cl:

Não é crucial colocar os átomos como no arranjo mostrado. As estruturas de Lewis não são desenhadas para mostrar a geometria da molécula. É importante apenas que você mostre quais átomos estão ligados o quê!

!

• Terceiro passo: vamos completar os octetos de todos os átomos

ligados ao átomo central. É importante lembrar que cada ligação

simples indica existir um par de elétrons compartilhados entre

dois átomos. Ao completar os octetos dos átomos de Cl, temos

um total de vinte e quatro elétrons:

• Quarto passo: colocamos os átomos restantes no átomo central.

A intenção aqui é completar seu octeto. Nesta etapa, é possível

que o octeto do átomo central seja ultrapassado, ou que não se

consiga completá-lo. Não é o caso, porém, do P no PCl3:

Esta estrutura deu ao P um octeto (lembre-se de que cada par de

elétrons na ligação é compartilhado também pelo P). Então, paremos

por aqui. A representação obtida é a estrutura de Lewis do PCl3. Vamos

praticar?

AU

LA

9



1.a. Quantos elétrons de valência devem aparecer na estrutura do CHCl3?1.b. Represente a estrutura de Lewis do CHCl3 (o átomo de C é o átomo central)._________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

1.a. Para resolver esta atividade, você pode consultar diretamente

a Tabela Periódica. Os átomos formadores da molécula de CHCl3

pertencem aos grupos 4A (C), 1A (H) e 7A (Cl). Todos são elementos

representativos. Assim, o número de elétrons de valência de cada átomo

é de 4 (para o C), 1 (para o H) e 7 (para o Cl). Uma vez que a molécula

contém um átomo de C, um átomo de H e três átomos de Cl, o número

de elétrons de valência da molécula é de 4 + 1 + (3 × 7) = 26.

1.b. A primeira etapa para a representação da estrutura de Lewis do

CHCl3 já foi cumprida no item anterior. Sendo o C o átomo central,

vamos agora fazer um esboço da estrutura, unindo a ele os demais

átomos formadores da molécula por ligações simples:

A seguir, vamos completar os octetos dos átomos unidos ao átomo

central. Você deve lembrar que em cada ligação simples há um par

de elétrons compartilhados entre dois átomos. Observe que o “octeto”

do H já está completo, pois a ligação simples C-H já permite ao H ter

dois elétrons na sua camada de valência. Teremos então o diagrama

a seguir:

ATIVIDADE

A seguir, vamos completar os octetos dos átomos unidos ao átomo A

ULA

9



Após completar os octetos dos átomos ligados ao C, você pode verificar

que não sobram elétrons (os 26 foram utilizados). Entretanto, o octeto

do átomo central também está completo, pois as quatro ligações simples

permitiram que o C ficasse com oito elétrons ao seu redor (provenientes

dos quatro pares de elétrons compartilhados com os átomos ligados

a ele). Logo, a estrutura representada anteriormente é a estrutura de

Lewis do CHCl3.

Exemplo 2: representar a estrutura de Lewis do HCN.

Solução:

• Primeiro passo: o número de elétrons de valência de cada átomo

é H = 1, C = 4 e N = 5 (Confira.). O número total de elétrons

de valência é 10.

• Segundo passo: as arrumações possíveis dos átomos unidos por

ligações simples para formar o HCN são:

Entretanto, como o átomo de H só pode acomodar dois elétrons,

é possível formar somente uma ligação simples (isto descarta a última

arrumação). A fórmula química, tal como escrita, indica que devemos

escolher a primeira arrumação:

• Terceiro passo: as duas ligações simples contêm quatro elétrons.

Completando o octeto do N, vemos que os dez elétrons de

valência foram consumidos:

• Quarto e quinto passos: precisamos de quatro elétrons para

completar o octeto do C. Eles só podem vir de dois pares de

elétrons do N:

AU

LA

9



• Isto indica que C e N devem compartilhar três pares de elétrons,

formando uma ligação tripla. A estrutura de Lewis do HCN é,

então:

2. Represente a estrutura de Lewis do acetileno (C2H2 ):__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você já sabe que cada átomo de C tem quatro elétrons de valência, e

cada átomo de H, dois. Então, o número total de elétrons de valência

do C2H2 é (2 × 4) + (2 × 1) = 10. Um esquema de estrutura pode ser

obtido ligando-se os átomos por ligações simples:

Observe que não há outro esquema, pois cada H só pode formar uma

ligação simples com qualquer átomo. Os “octetos” dos átomos de H já

estão completos. SE tentarmos completar o octeto de um dos átomos

de C, o outro fi ca incompleto:

O problema é resolvido quando os dois pares de elétrons forem

compartihados pelos átomos de C, levando à formação de uma

ligação tripla:

A última representação é a estrutura de Lewis do C2H2.

ATIVIDADE

AU

LA

9



Exemplo 3: representar a estrutura de Lewis do íon NO+.

• Primeiro passo: o N tem cinco elétrons de valência, e o O, seis.

O número total de elétrons de valência do NO é 11. Entretanto,

por se tratar do cátion NO+, de carga +1, devemos retirar um

elétron. Ficam, então, dez elétrons de valência no total.

• Segundo passo: por se tratar de uma espécie química diatômica,

só há uma forma de ligar os dois átomos por uma ligação

simples:

• Terceiro, quarto e quinto passos: qualquer um pode ser

considerado o átomo central. Ao tentar completar o octeto

de qualquer dos dois átomos, vemos que não conseguimos

completar o octeto do outro:

Deve haver uma ligação dupla ou tripla entre os dois átomos.

Tentando uma dupla, vemos que não conseguimos, novamente, completar

o octeto de um deles:

Então, eles se ligam por uma ligação tripla:

Veja que, no caso de íons, a estrutura de Lewis é representada

entre colchetes.

AU

LA

9



3. Representar a estrutura de Lewis do íon PO43-:

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Como nas atividades anteriores, você tem de começar contando os

elétrons de valência dos átomos formadores do PO43-. O fósforo e

o oxigênio pertencem aos grupos 5A e 6A, respectivamente. Então,

cada átomo de P contém cinco elétrons de valência; e cada átomo de

O, seis. O número total de elétrons de valência do PO4 neutro é 5 +

(4 × 6) = 29. Entretanto, o ânion PO43- tem mais três elétrons que a

espécie neutra que lhe dá origem. Logo, para este íon, o número total

de elétrons é 32.

A seguir, você deve desenhar o esqueleto da estrutura, ligando o átomo

central (P) aos átomos de O por ligações simples:

O próximo passo é completar o octeto dos átomos de O:

Observe que, ao terminar de completar os octetos dos átomos de O, a

estrutura está pronta, pois o P já tem seu octeto completo. É conveniente

colocar esta estrutura entre colchetes e assinalar a carga do íon:

Esta é a estrutura de Lewis do PO43-.

ATIVIDADE

O próximo passo é completar o octeto dos átomos de O:

AU

LA

9



CONCLUSÃO

As estruturas de Lewis são representações convenientes das carac-

terísticas fundamentais de ligações entre os átomos. Por meio delas,

podemos determinar como o octeto de cada átomo pode ser completado

pela formação de ligações simples, duplas ou triplas entre eles.

ATIVIDADE FINAL

As moléculas de CH4, NH3 e H2O são isoeletrônicas (têm o mesmo número de

elétrons), mas têm estruturas e propriedades totalmente distintas. Represente as

estruturas de Lewis dessas moléculas:

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Embora este exercício seja, de certa forma, mais simples que alguns que

você resolveu nas atividades anteriores, ele tem grande importância, que será

comentada durante sua resolução.

Como você já sabe, o número de elétrons de valência de cada átomo leva a

concluir que estas moléculas não só têm o mesmo número total de elétrons,

como também o mesmo número de elétrons de valência (são isoeletrônicas

na camada de valência). Todas têm oito elétrons de valência, e o esqueleto

de estruturas de Lewis (considerando apenas ligações simples com o átomo

central) é:

AU

LA

9




Na próxima aula, vamos estender a representação das estruturas de Lewis a sistemas

mais complexos, nos quais o átomo central tem excesso ou falta de elétrons para

completar o octeto, e para o caso em que mais de uma estrutura é compatível

com a formação de ligações no composto.

Os “octetos” dos átomos de H já estão completos em todas as estruturas. O

octeto do C (no CH4) também está completo. Colocando os elétrons restantes

sobre o N e o O, ficamos com as estruturas finais a seguir:

O ponto importante – e este é um comentário relevante que deve ser feito –

é que as formas dessas três moléculas são completamente diferentes: o

metano é tetraédrico, a amônia é piramidal e á água é plana e angular. Você

não pode visualizar a forma das moléculas por meio das estruturas de Lewis,

mas elas são o ponto de partida para fazê-lo. Esse assunto será abordado

detalhadamente nas Aulas 11 e 12.

Para representar a estrutura de Lewis de um composto formado por elementos

representativos, conte o número total de elétrons de valência dos átomos

formadores do composto e distribua-os entre os átomos, de forma a completar,

quando possível, os seus octetos. Você não vai visualizar a forma espacial do

composto, mas terá noção de como os átomos se ligam para formá-lo.

R E S U M O

AU

LA

9

C E D E R J 9

AU

LA 2

1 M

ÓD

ULO

3

Estruturas de Lewis: Parte II

Pré-requisitos

Você precisa saber as regras para a representação das estruturas

de Lewis (este conhecimento foi adquirido na Aula 9); o conceito de

eletronegatividade, discutido na Aula 8, também é essencial.

objetivos

Determinar a carga formal e número de oxidação de cada átomo em um composto;

definir o conceito de estruturas de ressonância de um composto; analisar os

casos em que a regra do octeto não pode ser aplicada com sucesso.

10AU

LA


• Calcular as cargas formais e os números de oxidação dos átomos formadores de um composto.

• Representar as estruturas de ressonância de um composto.

• Identificar quando um átomo terá seu octeto ultrapassado (ou quando não poderá ser completado).

• Representar as estruturas de Lewis de compostos que não obedecem à regra do octeto.

Metas da aula

Elementos de Química Geral | Estruturas de Lewis: Parte II

138 C E D E R J C E D E R J 139

AU

LA 1

0Na aula anterior, você aprendeu a representar a estrutura de Lewis de

compostos. Os exemplos apresentados eram de casos simples, nos quais as

regras funcionam sem maiores complicações. Nesta aula, vamos trabalhar com

algumas situações um pouco mais complicadas. Nos exemplos que vamos

apresentar, é preciso aplicar as regras ensinadas na aula anterior com alguns

cuidados adicionais (ou até mesmo reconhecer que elas não são válidas!).

CARGA FORMAL E NÚMERO DE OXIDAÇÃO

Em alguns compostos, é possível desenhar mais de uma estrutura

de Lewis compatível com a regra do octeto. Vamos exemplificar a

situação com a molécula de CO2, cuja estrutura de Lewis foi estudada

no Exemplo 2 da aula anterior:

Se você refletir um pouco mais, verá que existe uma outra estrutura

que também satisfaz a regra do octeto:

Na estrutura I, o carbono forma duas ligações duplas com os

átomos de oxigênio. Na estrutura II, há uma ligação simples com um

dos átomos, e uma tripla com o outro. Qual das duas estruturas é a

mais adequada?

Uma forma de determinar a estrutura mais adequada de um

conjunto de estruturas plausíveis é a análise da carga formal sobre cada

átomo, em cada estrutura de Lewis.

INTRODUÇÃO

A carga formal de um átomo em uma molécula é a carga que o átomo teria se todos os átomos da molécula tivessem a mesma eletronegatividade.Em outras palavras, a carga formal é a carga que o átomo teria emum composto caso suas ligações fossem consideradas covalentes apolares.

!

Para calcular a carga formal de qualquer átomo em uma estrutura

de Lewis, contamos os elétrons de cada átomo, na estrutura considerada,

da seguinte forma:


138 C E D E R J C E D E R J 139

AU

LA 1

0• todos os elétrons não compartilhados ficam no átomo em

que se encontram. Vamos chamar o número desses elétrons

de NENC;

• metade do número de elétrons compartilhados (NEC) em cada

ligação é marcada em cada átomo que forma a ligação.

O número desses elétrons para cada átomo é NEC/2.

Então, o número total de elétrons em um átomo, em uma dada

estrutura, é contado como NENC + NEC/2.

A carga formal (CF) de um átomo é igual ao número de elétrons de

valência do átomo isolado (NEV), menos o número de elétrons contados

no átomo na estrutura de Lewis considerada, conforme a equação:

CF = NEV – (NENC + NEC/2)

Vamos acompanhar o exemplo a seguir para ver se ficou tudo claro.

Exemplo: Determinar as cargas formais do C e do N no íon CN.

Solução: A estrutura de Lewis do íon CN- é dada por:

Verifique se a estrutura está correta.

!

O quadro a seguir vai indicar a contagem dos elétrons em cada

átomo para o cálculo da carga formal:

Átomo NEV NENC NEC/2 CF

C 4 2 6/2 = 3 4 - (2 + 3) = -1

N 5 2 6/2 = 3 5 - (2 + 3) = 0

Observe que a soma das cargas formais é igual à carga do íon.

Isto é sempre verdadeiro, em qualquer situação, quer a molécula seja

neutra ou carregada.

Vamos praticar?


140 C E D E R J C E D E R J 141

AU

LA 1

0

1. Determine a carga formal sobre os átomos do íon ClO-:______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Para resolver este exercício, você precisa primeiramente escrever a

estrutura de Lewis do ClO-. Use as regras que você aprendeu na

aula anterior. A estrutura é:

ATIVIDADE

Em seguida, você deve identifi car o NENC e o NEC em cada átomo

para contar o número de elétrons no átomo considerado. Lembre-se de

dividir NEC por dois (NEC/2). A seguir, você deve montar a tabela que

vai permitir obter a carga formal (CF) sobre cada átomo:

Átomo NEV NENC NEC/2 CF

Cl 7 6 2/2 = 1 7 - (6 + 1) = 0

O 6 6 2/2 = 3 6 - (6 + 1) = -1

Observe que a soma das cargas formais é igual à carga do ânion

ClO-, e que a carga mais negativa está no átomo mais eletronegativo.

Vamos voltar agora ao caso do CO2, visto na primeira parte desta

aula. O cálculo das cargas formais sobre cada átomo (nas estruturas I e II)

está resumido no quadro a seguir. Acompanhe atentamente os números

mostrados e confi rme se estão corretos.


140 C E D E R J C E D E R J 141

AU

LA 1

0

Estrutura I II

Átomo O C O O C O

NEV 6 4 6 6 4 6

NENC 4 0 4 6 0 2

NEC/2 2 4 2 1 4 6

CF 0 0 0 -1 0 +1

Observe que, em ambas as estruturas, a soma das cargas formais

é zero, pois o CO2 é uma molécula neutra.

Para decidir qual das possíveis estruturas de Lewis é a mais

plausível, a regra geral é escolher aquela em que:

1. os átomos possuem as menores cargas formais em módulo;

2. quaisquer cargas negativas estejam nos átomos mais

eletronegativos.

Das duas estruturas, a de menor carga formal em módulo é a

estrutura I. Além disso, na estrutura II, há uma carga positiva sobre

um dos átomos de O, elemento mais eletronegativo que o C. Portanto,

a estrutura mais adequada é a estrutura I.

Isso está coerente com o fato, observado experimentalmente, de serem iguais os comprimentos das duas ligações C-O. A estrutura II não é coerente com esta observação, já que nela as ligações C-O são diferentes.

!

A carga formal sobre um átomo é diferente do número de oxidação

do átomo no composto.

Número de oxidação (NOX) de um átomo é a carga que ele teria em um composto se suas ligações fossem consideradas completamente iônicas.

!

Para determinar o NOX de um átomo, subtraímos do número

de elétrons de valência do átomo (NEV) o número de elétrons sobre o

átomo. Lembre-se de que eles são contados a partir da restrição de que


142 C E D E R J C E D E R J 143

AU

LA 1

0todos os elétrons compartilhados entre dois átomos vão para o átomo

mais eletronegativo. Chamando este número de NET, temos que:

NOX = NEV - NET

A molécula de HF, por exemplo, tem a seguinte estrutura de Lewis:

Para determinarmos o número de oxidação de cada átomo, o par

de elétrons da ligação H-F deve ser contado no átomo de flúor. Logo,

não ficam elétrons sobre o átomo de H, e o átomo de F fica com oito

elétrons. O quadro a seguir mostra o valor do número de oxidação em

cada átomo do HF:

Átomo NEV NENC NOX

H 1 0 +1

Cl 7 8 -1

Observe que, tal como nas cargas formais, a soma dos números

de oxidação é igual à carga total da molécula.

O conhecimento dos números de oxidação é essencial para

o estudo das reações de oxirredução, que você verá em breve no

nosso curso.

Note que nem as cargas formais nem os números de oxidação dão o valor real da carga sobre um átomo. Eles refletem duas situações extremas: a de átomos ligados por ligações covalentes apolares e a dos mesmos átomos ligados por ligações puramente iônicas. Em um modelo mais realista, a carga real sobre cada um dos átomos em um ligação polar tem um valor intermediário entre o da carga formal e a do número de oxidação.

!


142 C E D E R J C E D E R J 143

AU

LA 1

0

2. Determine a carga formal e o número de oxidação de cada átomo nas seguintes moléculas e íons: Cl2, H2O, NO3

-.______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Tal como no exercício anterior, a primeira etapa consiste em escrever

a estrutura de Lewis para cada molécula usando as regras que você

aprendeu na aula anterior:

Obs.: Há três maneiras equivalentes de escrever a estrutura de Lewis

do NO3-. A representação listada é uma delas; as outras são obtidas

trocando-se a posição da ligação dupla N=O. Você saberá mais sobre este

assunto logo a seguir.

ATIVIDADE

A próxima etapa é contar o número de elétrons em cada átomo.

Para obter a carga formal, some o NENC do átomo com metade do

NEC entre ele e os demais átomos a que ele estiver ligado. Para obter

o número de oxidação, transfi ra inicialmente os pares de elétrons

compartilhados entre dois átomos para o mais eletronegativo; depois,

conte o que fi cou sobre cada átomo (NET).


144 C E D E R J C E D E R J 145

AU

LA 1

0

O

Vamos montar duas tabelas: uma para o cálculo da CF, e outra

para o cálculo do NOX.

Tabela para o cálculo das cargas formais

Molécula Cl H2O NO3-

Átomos Cl Cl O H- -H N O- -O

NEV 7 7 6 1 1 5 6 6 6

NENC 6 6 4 0 0 0 6 6 4

NEC 2 2 4 2 2 8 2 2 4

NEC ÷ 2 1 1 2 1 1 4 1 1 2

CF 0 0 0 0 0 +1 -1 -1 0

Tabela para o cálculo dos números de oxidação

Molécula Cl H2O NO3-

Átomos Cl Cl O H- -H N O- -O

NEV 7 7 6 1 1 5 6 6 6

NET 7 7 8 0 0 0 8 8 8

NOX 0 0 -2 +1 +1 +5 -2 -2 -2

Observe que, no caso da molécula de Cl2 – cuja ligação é apolar –, não

há como transferir elétrons para o átomo mais eletronegativo, visando à

determinação do número de oxidação. Neste caso, esse conceito perde

o sentido. Compare os valores das cargas formais com os dos números

de oxidação para as outras espécies e verifique como são diferentes.

Lembre-se de como cada uma dessas grandezas é definida e comprove a

coerência dos resultados obtidos!

O


144 C E D E R J C E D E R J 145

AU

LA 1

0ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA

Você aprendeu que a molécula de CO2 pode ser representada

por duas estruturas, mas que uma delas é mais adequada do que outra.

Existem situações importantes em que o arranjo dos átomos não pode

ser descrito somente por uma única estrutura e que, além disso, todas as

estruturas compatíveis com a regra do octeto são igualmente plausíveis.

Neste caso, dizemos que há RE S S O N Â N C I A entre tais estruturas.

O primeiro exemplo importante é o do ozônio (O3). Duas

estruturas de Lewis são possíveis e satisfazem à regra do octeto (você

dever conferir se as estruturas estão corretas!):

As duas estruturas são rigorosamente equivalentes; elas só

diferem na posição da dupla ligação. Além disso, ambas são igualmente

importantes, o que pode ser confirmado pela análise da carga formal

sobre os átomos.

A estrutura do ozônio não pode ser descrita senão por uma mistura

das estruturas de ressonância I e II. Isto significa que a molécula tem

sua própria identidade, que não pode ser descrita por nenhuma das

estruturas de ressonância separadamente. As estruturas I e II prevêem,

por exemplo, que as ligações O-O têm comprimentos diferentes. Vale

lembrar que isto não se verifica experimentalmente, pois sabe-se que as

ligações O-O do ozônio são iguais.

RE S S O N Â N C I A

Estruturas de Lewis equivalentes

são denominadas estruturas de ressonância.

A determinação experimental da geometria de moléculas em fase gasosa, como no caso do ozônio, é freqüentemente realizada pela técnica da espectroscopia de microondas. Nesta técnica, um pulso de radiação na região das microondas estimula a rotação das moléculas. Estas absorvem energia para aumentar o seu movimento rotacional e, dessa forma, produz-se um espectro no qual são registrados os comprimentos de onda da radiação absorvida, e que induziu a rotação das moléculas. A análise deste espectro permite determinar os comprimentos das ligações entre os átomos formadores da espécie química em estudo.

!

O segundo exemplo importante é o benzeno (C6H6). Os seis

átomos de carbono do benzeno estão arrumados em um anel hexagonal,

e cada átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de carbono.


146 C E D E R J C E D E R J 147

AU

LA 1

0Um esqueleto básico para a representação da molécula (no qual os átomos

estão unidos apenas por ligações simples) é mostrado a seguir:

Duas estruturas de Lewis equivalentes satisfazem a regra do octeto:

Nestas representações, são omitidas as ligações C-H e os símbolos

dos átomos. Cada uma dessas estruturas contém três ligações simples

C-C e três duplas C=C alternadas. A diferença entre elas está apenas na

localização das ligações.

O benzeno só pode ser descrito como uma combinação dessas

estruturas. Suas propriedades são distintas das previstas por cada uma

delas isoladamente. Sabe-se, por exemplo, que todas as ligações do

benzeno têm o mesmo comprimento, que é intermediário entre o de

uma ligação simples C-C e uma dupla C=C.

Embora o comprimento das ligações C-C e C=C varie levemente de um composto para outro, pode-se tomar como valor médio 1,54 Å para a ligação simples, e 1,34 Å para a dupla. Dados experimentais mostram que, no benzeno, a distância entre dois átomos de C adjacentes é constante e igual a 1,40 Å. Este é o comprimento da ligação entre dois átomos de C nesta molécula.


146 C E D E R J C E D E R J 147

AU

LA 1

0

3. Determine as estruturas de ressonância do íon NO3- (nitrato):

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Na atividade anterior, você já representou uma das possíveis

estrutura de Lewis deste íon:

Como já foi comentado, a troca da posição da ligação dupla N=O

permite obter mais duas estruturas equivalentes:

Estas são as três estruturas de ressonância do íon NO3-.

ATIVIDADE

EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO

Para encerrar nossa aula, vamos comentar brevemente sobre

algumas situações em que você não pode aplicar com sucesso a regra

do octeto.

a) Moléculas com número ímpar de elétrons

A maioria das moléculas tem número par de elétrons. Entretanto,

em algumas moléculas, o número de elétrons é ímpar. O exemplo típico


148 C E D E R J C E D E R J 149

AU

LA 1

0é a molécula de NO, que tem um total de onze elétrons de valência.

Nesses casos, não é possível emparelhar completamente os elétrons, e não

se pode completar o octeto de pelo menos um dos átomos. As estruturas

de Lewis possíveis para esta molécula são:

Entretanto, a análise da carga formal mostra que I é a estrutura

mais consistente.

b) Átomos com menos do que o octeto

Este caso ocorre especialmente na formação de compostos com

boro (B) e berílio (Be). O exemplo típico é a molécula de BF3. O B

pertence ao grupo 3A, e o F, ao 7A. Dessa forma, a molécula de BF3 tem

24 elétrons de valência (confira!).

Se seguirmos os passos para escrever a estrutura de Lewis desse

composto, ao completar os octetos dos átomos de F ficamos com a

estrutura a seguir:

Você pode verificar que, nesta estrutura, o B tem seis elétrons.

Podemos tentar completar o octeto do B formando uma ligação dupla

entre ele e um dos átomos de F. Teremos então três estruturas ressonantes,

mostradas a seguir:

As estruturas II, III e IV são equivalentes entre si, mas não são

equivalentes à estrutura I. O cálculo das cargas formais nos mostra

que I é preferível, embora nela o átomo de B não esteja com seu octeto

completo.


148 C E D E R J C E D E R J 149

AU

LA 1

0c) Átomos com mais do que o octeto

Este é, de longe, o caso mais importante e mais freqüente de

violação da regra do octeto. Ocorre quando o átomo central pertence

aos períodos mais altos da Tabela Periódica (do terceiro em diante).

A possibilidade de elétrons estarem em (ou ocuparem) orbitais d ou f

permite que a última camada do átomo central possa ser completada

com mais de oito elétrons. Essa situação é comum em compostos nos

quais o átomo central é um elemento de transição; ocorre também em

compostos formados entre os não-metais, desde que existam elétrons d

ou f na camada de valência, ou orbitais d ou f que possam ser ocupados

nessa camada.

Como exemplo ilustrativo, vamos considerar o íon [ClF4]-.

O átomo central (Cl) é um não-metal (sendo também um elemento

representativo), mas pertence ao terceiro período da Tabela Periódica.

Sua camada de valência contém orbitais d (que não são ocupados no

átomo de Cl neutro e isolado). Assim, há a possibilidade do número de

elétrons ao redor do Cl ultrapassar o octeto.

Você pode verificar que existem 36 elétrons de valência nessa

espécie. Ao ligar o átomo de Cl aos de F e completar os octetos destes,

ficamos com a seguinte estrutura:

Observe que o octeto do Cl já está completo, mas sobram ainda

quatro elétrons. Estes são arrumados em pares em torno do átomo

central, gerando a estrutura a seguir:


150 C E D E R J C E D E R J 151

AU

LA 1

0

4. Em quais espécies a seguir a regra do octeto poderá não ser obedecida? Justifi que sua resposta:

a. C2H5OH; b. SF4 c. CF2Cl2 d. [Fe(CN)4]

2-

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Das espécies citadas, três contêm elementos do terceiro período da

Tabela Periódica: SF4 (contém S), CF2Cl2 (contém Cl) e [Fe(CN)4]2-

(contém Fe). Entretanto, o átomo de Cl não é o átomo central no

CF2Cl2 ; seu octeto não vai ser ultrapassado. Já S é o átomo central

no SF4 , e Fe no [Fe(CN)4]2-. Portanto, é possível que os octetos do

S e do Fe sejam ultrapassados. Você pode verifi car se isto vai ou

não ocorrer montando as estruturas de Lewis para estas espécies,

que são:

Observe que, nos dois casos, o octeto do átomo central é

ultrapassado.

ATIVIDADE

CONCLUSÃO

A base da representação de uma estrutura de Lewis é a regra do

octeto. Há casos, porém, em que essa regra é violada; e outros, em que

uma só estrutura não descreve adequadamente o composto químico.


150 C E D E R J C E D E R J 151

AU

LA 1

0ATIVIDADES FINAIS

1. Calcule as cargas formais e os números de oxidação dos átomos presentes no

íon CO32- (carbonato), e demonstre que essas grandezas são iguais em todas as

estruturas de ressonância deste íon.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

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____________________________________________________________________________

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____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

A primeira etapa para resolver esta atividade é determinar o número

total de elétrons de valência do ânion CO32-. Você já sabe que o C per-

tence ao grupo 4A; e o O, ao 6A. Então, esse número é 4 + (3 × 6)

para o CO3, e 4 + (3 × 6) + 2 = 24 para o CO32-.

A seguir, você vai verificar que pode escrever três estruturas de Lewis

equivalentes para o CO32-. São elas:

Observe que as estruturas diferem apenas pela posição da

dupla ligação.


152 C E D E R J C E D E R J 153

AU

LA 1

0

O

O próximo passo é calcular a carga formal de cada átomo em cada

uma das estruturas. A tabela a seguir mostra os valores que você deve

encontrar ao calcular NENC, NEC/2 e CF = NEV – (NENC + NEC/2)

em cada átomo:

Estrutura I Estrutura II Estrutura III

Átomo C O- -O C O= -O C =O O-

NEV 4 6 6 6 4 6 6 6 4 6 6 6

NENC 0 4 6 6 0 4 6 6 0 4 6 6

NEC/2 4 2 1 1 4 2 1 1 4 2 1 1

CF 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1

É importante verificar que o valor da carga formal é o mesmo para

cada tipo de átomo de cada estrutura: a carga formal sobre o C é nula;

também o é sobre o O, Ligado ao C por uma ligação dupla. Já a carga

formal sobre cada O, ligado ao C por uma ligação simples, vale -1; e

também é a mesma em todas as estruturas. Também vale mencionar

que a soma de todas as cargas formais é -2, carga total do íon.

Para o cálculo do número de oxidação (NOX), você precisa do número

de elétrons de valência de cada átomo (NEV) e do número total de

elétrons sobre cada átomo. Você deve considerar que, nessa con-

tagem, os elétrons compartilhados nas ligações vão sempre para o

átomo mais eletronegativo. A tabela que você vai construir deve ter a

seguinte forma:

Estrutura I Estrutura II Estrutura III

Átomo C O- -O C O= -O C =O O-

NEV 4 6 6 6 4 6 6 6 4 6 6 6

NET 0 8 8 8 0 8 8 8 0 8 8 8

NOX 4 -2 -2 -2 4 2 -2 -2 4 -2 -2 -2

CF 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1

Veja como são diferentes os valores de CF e NOX para cada átomo! Eles

correspondem a dois modelos limites de partição da carga eletrônica:

em um, as ligações são vistas como covalentes apolares, e os átomos

O O

O OO


152 C E D E R J C E D E R J 153

AU

LA 1

0dividem igualmente os elétrons das ligações; no outro, os elétrons de

ligação são transferidos completamente para o átomo mais eletrone-

gativo, como em uma ligação puramente iônica. Observe também que

a soma dos NOX de todos os átomos é a carga total do íon.

2. Embora os gases nobres sejam inertes, eles formam compostos com o flúor.

Um exemplo típico é o XeF2. Represente a estrutura de Lewis deste composto e

verifique se o octeto do Xe é ultrapassado.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

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____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

Você pode resolver este exercício começando por escrever a estrutura

de Lewis do XeF2. O Xe pertence ao grupo 8A, e o F, ao 7A. O número

total de elétrons de valência é 8 + (2 × 7) = 22. Montando o esqueleto

da estrutura e completando os octetos dos átomos de F, obtemos:


154 C E D E R J


Na próxima aula, você vai aprender a determinar a geometria de uma molécula

a partir do conhecimento da sua estrutura de Lewis.

Muitos sistemas podem ser representados por mais de uma estrutura de Lewis.

Quando isso ocorre, uma análise das cargas formais sobre os átomos permite

decidir qual das estruturas compatíveis é a mais consistente. Em casos em que mais

de uma estrutura consistente pode ser escrita, o composto tem propriedades que

não podem ser descritas por nenhuma das estruturas isoladamente. Por fim, há

casos nos quais a regra do octeto não pode ser cumprida. O mais comum é ter um

átomo central com mais de oito elétrons; nessa situação, o átomo central pertence

ao período igual ou superior ao terceiro da Tabela Periódica.

R E S U M O

Você vai notar que sobram seis elétrons. Eles podem ser arrumados em

pares em torno do átomo de Xe. Logo, o átomo central terá seu octeto

ultrapassado. Isto é aceitável, pois o Xe pertence ao quinto período da

Tabela Periódica. A estrutura de Lewis é:

Meta da aula

Descrever os fatores que determinam a geometria de uma molécula; utilizar a teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência para

prever a geometria de moléculas simples.

11AU

LA

Metas da aula

objetivos

Forma das moléculas: Parte I

Pré-requisitos

Os conhecimentos adquiridos nas aulas sobre estruturas de Lewis (Aulas 9 e 10) são

indispensáveis para você compreender o conteúdo desta aula.


• Determinar o número de pares de elétrons ligantes e não-ligantes em torno do átomo central A, em um composto ABn.

• Determinar a geometriaS de um composto ABn utilizando o modelo RPECV.

Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte I

156 C E D E R J C E D E R J 157

AU

LA

11

TETRAEDRO

O tetraedro é uma figura geométrica formada por quatro faces triangulares iguais. É um dos sólidos platônicos, figuras espaciais muito regulares e com propriedades geométricas bem definidas. Os demais sólidos platônicos são o cubo (seis faces quadradas), o octaedro (oito faces triangulares), o dodecaedro (doze faces pentagonais) e o icosaedro (vinte faces triangulares). Na Figura 11.2, você pode visualizar estas formas geométricas.

INTRODUÇÃO

O tamanho e a forma de uma molécula são determinados:

• pelo comprimento das ligações

• pelos ângulos entre as ligações

!

Você já sabe como representar a estrutura de Lewis das moléculas. Essas estru-

turas dão bastante informação sobre a distribuição dos elétrons de valência nos

átomos e sobre as ligações químicas formadas entre eles. Entretanto, elas não

indicam como é a arrumação dos átomos no espaço tridimensional, ou seja,

não definem a geometria da molécula. Nesta aula, você aprenderá um método

para determinar a geometria de moléculas simples baseado na estrutura de

Lewis das moléculas.

TAMANHO E FORMA DAS MOLÉCULAS

As moléculas são entidades muito pequenas, formadas por átomos

arrumados no espaço tridimensional. Essa arrumação determina o ta-

manho e a forma das moléculas. Estes dois fatores, por sua vez, definem

muitas propriedades das substâncias. Uma pequena modificação na forma

de uma droga usada como medicamento, por exemplo, pode alterar a

sua eficiência ou fazer aparecerem efeitos colaterais.

No metano (CH4), por exemplo, todas as ligações têm o mesmo

comprimento, e o ângulo entre duas ligações C-H é sempre igual a 109,5°.

A arrumação dos átomos está ilustrada na Figura 11.1: Essa estrutura

tridimensional é característica de um TETRAEDRO. Já o XeF4 tem também

as quatro ligações iguais, mas arrumadas no plano na forma de um

quadrado, como também mostrado na mesma figura.

Figura 11.1: Tanto o CH4 quanto o XeF4 têm quatro ligações iguais, mas geometrias completamente diferentes.


156 C E D E R J C E D E R J 157

AU

LA

11

Em um segundo exemplo, temos as moléculas de BF3 e NH3.

Na primeira, os átomos se encontram em um plano, com o átomo de

B no centro de um triângulo cujos vértices são átomos de F. No NH3,

os átomos de H também estão em um plano, mas o átomo de N está

fora deste, formando uma estrutura piramidal. Visualize estas formas

na Figura 11.3:

Figura 11.2: Representação dos cinco sólidos platônicos.

Figura 11.3: Os átomos do BF3 se arrumam em um plano; os do NH3, em forma de pirâmide.

Mais um exemplo importante: na água (H2O), os três átomos

estão em um plano, mas não em linha reta; já no CO2, os três átomos se

alinham. Veja a geometria destas moléculas na Figura 11.4:

Figura 11.4: Na molécula de H2O, os átomos se dispõem formando um ângulo característico; na de CO2, os átomos estão alinhados.

Tetraedro Cubo

Dodecaedro Icosaedro

Octaedro


158 C E D E R J C E D E R J 159

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LA

11O que há em comum em todos os casos citados? Nas moléculas

listadas anteriormente, existe um átomo central, (A) ligado a um número

n de átomos iguais (B), formando compostos do tipo ABn.

Você vai aprender agora um modelo que permite prever a

geometria de compostos do tipo ABn. Nesta aula, vamos tratar apenas

dos casos em que o átomo central A é de um elemento representativo

da Tabela Periódica.

A TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DE VALÊNCIA

Tipos de pares de elétrons

Observe a Figura 11.5. Nela estão ilustrados os arranjos

mais estáveis que podemos obter quando dois, três e quatro balões

são amarrados pelas suas extremidades. Para dois balões, a forma

mais estável é a de um halter, fazendo um ângulo de 180° entre eles.

O arranjo mais favorável para três balões é o de um triângulo eqüilátero;

para quatro balões, um tetraedro.

Vamos dividir os pares de elétrons que se agrupam em torno do

átomo central A, em uma molécula ABn, em dois tipos distintos:

• pares ligantes, que estão em uma região do espaço entre A e

cada um dos átomos B ao qual A está ligado;

• pares não-ligantes (ou pares solitários), que estão em uma região

do espaço em torno do átomo A.

A soma do número de pares ligantes (NPL) com o número de pares

não-ligantes (NPNL), em torno do átomo central A em uma molécula,

é o número total de pares (NPA) em torno de A:

Figura 11.5: Arranjos mais estáveis de dois, três e quatro balões.


158 C E D E R J C E D E R J 159

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11

1. Determine o número de pares ligantes, não-ligantes e o número total de pares em torno do átomo central, nas moléculas de metano (CH4) e amônia (NH3): ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você precisa inicialmente escrever as estruturas de Lewis das

moléculas de CH4 e NH3 para fazer a contagem dos pares de elétrons

em torno do átomo central de cada molécula. Estas estruturas foram

obtidas na Atividade Final da Aula 9, e são:

Então você pode construir uma tabela de resultados como a que

se segue:

Molécula CH4 NH3

NPL 4 3

NPNL 0 1

NPA 4 4

ATIVIDADE

NPA = NPL + NPNL

A água, por exemplo, tem a seguinte estrutura de Lewis:

Existem, ao todo, quatro pares de elétrons em torno do átomo de

oxigênio (NPA = 4): dois pares ligantes (NPL = 2), cada um entre o átomo

de O e cada um dos átomos de H; e dois pares solitários, centrados no

átomo de oxigênio (NPNL = 2).


160 C E D E R J C E D E R J 161

AU

LA

11

Você deve comparar esses números com os da molécula de H2O,

discutida no exemplo que precede esta atividade (para a H2O,

NPL = 2, NPNL = 2 e NPA = 4).

REPULSÃO ENTRE OS PARES DE ELÉTRONS

Como os pares de elétrons são carregados negativamente, eles se

repelem. Portanto, tendem a afastar-se ao máximo uns dos outros. Esta

idéia é a base da teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de

valência (RPECV).

Segundo a teoria RPECV, o melhor arranjo de um dado número de pares de elétrons no espaço é aquele que minimiza a repulsão entre eles.

!

Você pode agora verificar a analogia entre a arrumação dos balões e

a dos pares de elétrons em torno do átomo central A de uma molécula ABn.

As melhores arrumações dos pares eletrônicos dependem, obviamente, do

número de pares em torno do átomo central A (NPA). A Tabela 11.1 indica

os arranjos espaciais dos pares de elétrons, segundo o modelo RPECV.

Tabela 11.1: Arranjos espaciais dos pares de elétrons em torno do átomo central A, em uma molécula ABn

NPA Arranjo espacial Forma Ângulo entre os pares

2 Linear 180

3 Trigonal plano 120

4 Tetraédrico 109,5º

5 Bipirâmide 120º e 90º

6 Octaédrico 90º

Uma bipirâmide trigonal é um arranjo no qual três átomos ficam em um plano, e os dois restantes ficam simetricamente acima e abaixo desses plano; a linha que passa por estes dois átomos corta o triângulo formado pelos três primeiros exatamente em seu centro, como na Figura 11.6.


160 C E D E R J C E D E R J 161

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11

Figura 11.6: Bipirâmide trigonal. Sua base é trian-gular, e a linha que une os pontos acima e abaixo da base passa pelo centro do triângulo.

No CH4, os quatro pares de elétrons em torno do átomo de C são

pares ligantes. Portanto, na extremidade da região de cada par há um

átomo de H. O arranjo espacial dos núcleos é o mesmo dos pares em

torno do átomo central, e a molécula é tetraédrica.

No NH3, três dos pares são ligantes, e um é não-ligante; das

quatro regiões de pares de elétrons, só três têm extremidades ocupadas

por átomos de H. O tetraedro não pode ser formado, pois o par solitário

não está ligado a ninguém.

Da mesma forma, na H2O somente duas das regiões de pares têm

átomos de H em suas extremidades; os dois pares não-ligantes sobre o

O não se ligam a ninguém.

Verificamos assim que a geometria depende não só do número total

de pares ligados ao átomo central (NPA), mas do número de pares ligantes

(NPL) e dos não-ligantes (NPNL) sobre ele. A Tabela 11.2 determina a

geometria das moléculas ABn em função desses números:

Tabela 11.2: Geometria de moléculas simples ABn em função de NPA, NPL e NPNL

NPA NPL NPNL Geometria Exemplo

2 2 0 Linear CO2

3 3 0 Trigonal plana BF3

2 1 Angular NO2–

4 4 0 Tetraédrica CH4

3 1 Piramidal trigonal NH3

2 2 Angular H2O

A geometria de uma molécula é definida pelo arranjo espacial dos núcleos dos átomos que formam a molécula.

!

GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS

Na Atividade 1, você contou os números de pares de elétrons em

torno do átomo central nas moléculas de CH4, NH3 e H2O. Talvez tenha

passado despercebido, mas o fato é que, embora o número total de pares

(NPA) dessas moléculas seja o mesmo (NPA = 4), os valores de NPL e

NPNL são diferentes. Consultando a Tabela 11.1, você seria tentado a

dizer que as três moléculas são tetraédricas. Entretanto, somente o CH4

é tetraédrico; NH3 é trigonal plano, e H2O é angular.


162 C E D E R J C E D E R J 163

AU

LA

11Regras para prever a geometria molecular de moléculas simples

ABn pelo modelo RPECV

Para prever a geometria nesta situação, siga os seguintes passos:

1. desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon;

2. conte o número total de pares de elétrons em torno do átomo

central (NPA). Nessa contagem, ligações duplas ou triplas são

contadas como um só par;

3. conte os pares ligantes (NPL) e os não-ligantes (NPNL) em torno

do átomo central. Nessa contagem, ligações duplas ou triplas

são contadas como um só par ligante;

4. obtenha a geometria molecular, consultando a Tabela 11.2.

Será que está claro? Vamos considerar agora alguns exemplos

ilustrativos:

Exemplo 1: Geometria da molécula de CO2.

A estrutura de Lewis do CO2 já foi determinada na aula anterior:

O átomo de C está ligado a cada átomo de O por uma ligação

dupla. Nesta ligação, há dois pares de elétrons. Entretanto, como eles

estão na mesma região, são contados como um par. Havendo duas

ligações duplas, há dois pares de elétrons ligantes (NPL = 2). Não há

pares não-ligantes no átomo de C (NPNL = 0). Assim, NPA = 2 + 0 = 2.

Consultando a Tabela 11.2, verificamos que o CO2 é uma molécula

linear, como já foi mostrado na Figura 11.4.

Exemplo 2: Geometria da molécula de BF3.

A estrutura de Lewis do BF3 também foi determinada na aula

anterior:

Existem três pares de elétrons ligantes (NPL = 3) e nenhum par

solitário (NPNL = 0) em torno do átomo de B. Logo, NPA = 3. A Tabela

11.2 nos diz que a molécula é trigonal plana, como já foi mostrado na

Figura 11.3.


162 C E D E R J C E D E R J 163

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11Exemplo 3: Geometria do íon NO2-.

Duas estruturas ressonantes são possíveis para este íon:

É importante que você verifique se estas estruturas estão corretas.!

Qualquer uma das duas estruturas pode ser usada, pois elas são

equivalentes, só diferindo na posição da dupla ligação N=O. Em cada

uma, o N tem dois pares ligantes e um par não-ligante (lembre-se de que

a ligação dupla – ou tripla – conta como um só par). Então, NPL = 2,

NPNL = 1, NPA = 3, e o íon é plano angular.

CONCLUSÃO

O modelo RPECV fornece uma forma bastante conveniente de

determinar a geometria de moléculas ABn, nas quais A é um elemento

representativo, desde que se saiba construir as estruturas de Lewis da

molécula em questão.

ATIVIDADE FINAL

1. Utilizando o modelo RPECV, determine as geometrias das seguintes moléculas:

a. PCl3

b. CF2Cl2

c. O3

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

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11_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

A primeira etapa para resolver esta atividade é construir a estrutura de

Lewis das moléculas de interesse. A seguir, você vai contar os pares de

elétrons ligantes e não-ligantes em torno do átomo central e, por fim,

usar a Tabela 11.2 para determinar a geometria correspondente ao

arranjo dos núcleos de cada espécie química.

a. A estrutura de Lewis do PCl3 foi obtida no exemplo 1 da Aula 9:

Há três pares de elétrons ligantes e um par não-ligante em torno do

átomo de P. Logo, NPL = 3, NPNL = 1 e NPA = 4. A Tabela 11.2

informa que esta molécula tem a forma de uma pirâmide com base

trigonal, tal como a molécula de NH3.

b. Nesta molécula, o átomo central é o átomo de C. Podemos imaginar

que dois dos átomos de F foram substituídos por átomos de Cl.

A estrutura de Lewis desta molécula é:

Há quatro pares de elétrons ligantes em torno do átomo central

(e nenhum par não-ligante). Logo, NPA = NPL = 4, e a molécula

deve ter a forma de um tetraedro irregular, pois as ligações C-F são

de comprimento diferente das ligações C-Cl. Veja a representação

geométrica desta molécula na Figura 11.7:


164 C E D E R J C E D E R J 165

AU

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11

c. Você tem as duas estruturas de Lewis ressonantes da molécula de

O3 descritas na Aula 10:

Qualquer uma delas pode ser usada para mostrar que o O central está

cercado por dois pares de elétrons ligantes (lembre-se de que a ligação

dupla conta como um par no modelo RPECV) e um par não-ligante.

Então, NPL = 2, NPNL = 1 e NPA = 3. A molécula é angular plana, como

no caso da H2O. Lembre-se de que, no caso de existirem estruturas

ressonantes, as propriedades da molécula não são descritas por

nenhuma das estruturas separadamente. Em particular, as distâncias

entre as ligações O-O no ozônio são iguais. Dessa forma, a geometria

da molécula é melhor representada pela Figura 11.8:

Figura 11.7: Na molécula de CF2Cl2, as ligações C-F têm comprimento menor que as C-Cl. Por isso, a molécula é um tetraedro irregular.

Figura 11.8: A molécula de O3 é angular, com seus três átomos no plano. As distâncias entre as ligações O-O são todas iguais.

As moléculas se apresentam nas mais variadas formas e tamanhos. O conhecimento

da estrutura eletrônica das moléculas permite fazer previsões sobre a sua forma. Um

modelo simples considera que os pares de elétrons presentes na molécula tendem

a se afastar o máximo possível para minimizar a repulsão entre eles. Este modelo

leva à previsão da geometria de moléculas simples.

R E S U M O


166 C E D E R J


Na próxima aula, vamos estender o modelo RPECV de modo a englobar os casos em que

o átomo central ultrapassa o octeto e quando não existe um único átomo central.

Discutir a influência dos pares não-ligantese das ligações múltiplas na geometria de uma molécula.

Estender o modelo RPECV a moléculas ABn, no qual o átomo central está rodeado por mais de quatro pares de elétrons

e a moléculas com mais de um átomo central.Discutir o efeito da geometria e da polaridade das ligações

na determinação da polaridade de uma molécula poliatômica.

12AU

LA

Metas da aula

objetivos

Forma das moléculas: Parte II

Pré-requisitos

Para a compreensão desta aula, você precisa de todo o conteúdo da aula anterior (Aula 11)

e precisa se lembrar das regras para escrever as estruturas de Lewis, estudadas na Aula 9. É também importante que você reveja os

conceitos de carga formal, número de oxidaçãoe polaridade de ligação ensinados na Aula 8.


• Prever a extensão com que os ângulosde ligação são alterados pela presençados pares não-ligantes e das ligações múltiplas.

• Caracterizar a geometria de moléculasa qual o átomo central fica envolvidopor mais de oito elétrons.

• Caracterizar a geometria de moléculas com mais de um átomo central, dando ênfase aos ângulos entre as ligações.

• Determinar a polaridade de moléculas poliatômicas com base nos dipolosdas ligações e na geometria da molécula.

Elementos de Química Geral | Forma das moléculas: Parte II

168 C E D E R J C E D E R J 169

AU

LA

12INTRODUÇÃO Na aula anterior, você aprendeu a determinar a geometria de moléculas

simples ABn pelo método RPECV. Em sua forma mais simples, as geometrias

previstas por este modelo consideram idênticas as repulsões entre pares

de elétrons ligantes e não-ligantes. Nesta aula, vamos discutir o efeito dos

pares não-ligantes e das ligações múltiplas na alteração dos ângulos de

ligação previstos pelo modelo simples RPECV. Vamos estender este modelo

a moléculas com cinco e seis pares de elétrons em torno do átomo central

e a moléculas com mais de um átomo central. Por fim, discutiremos o efeito

combinado da polaridade das ligações com a geometria da molécula para

determinar a polaridade de moléculas poliatômicas.

EFEITO DOS PARES NÃO-LIGANTES E DAS LIGAÇÕES MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DAS LIGAÇÕES

Vamos considerar as moléculas de metano (CH4), amônia (NH3)

e água (H2O) que você estudou na aula anterior. Lá você aprendeu que

todas elas contêm quatro pares de elétrons (NPA = 4) em torno do átomo

central. Estes pares arrumam-se no espaço na forma de um tetraedro,

com um ângulo de 109,5° entre eles (consulte a Tabela 11.1 da aula

anterior). Este deveria ser o ângulo entre as ligações C-H no metano,

N-H na amônia e O-H na água se os pares ligantes e não-ligantes fossem

equivalentes.

Entretanto, devemos considerar os seguintes pontos:

• Os pares de elétrons ligantes são atraídos por dois núcleos,

havendo uma redução na repulsão entre os elétrons nos pares.

• Os pares de elétrons não-ligantes estão sobre um átomo, sendo

atraídos por um só núcleo. Assim, os elétrons num par não-

ligante experimentam uma maior repulsão.

Estes fatos fazem com que a região em torno de um par não-

ligante se expanda para compensar a repulsão entre os elétrons desse

par. Logo, um par não-ligante ocupa mais espaço que um par ligante.

Fazendo uma analogia com os balões de inflar, você pode pensar que

um balão não-ligante é mais cheio que um ligante, como você pode ver

na Figura 12.1.Figura 12.1: Pares ligantes e não-ligantes são como balões: os não-ligantes correspondem a balões mais cheios. Nesta figura, há dois pares ligantes e um não-ligante.


168 C E D E R J C E D E R J 169

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12

Ao se espalhar mais, um par não-ligante comprime mais os pares

ligantes à sua volta. Isto faz diminuir o ângulo entre as ligações em que

os pares ligantes estão envolvidos. Quanto maior o número de pares

não-ligantes, menor deve ser o ângulo de ligação.

Voltemos às moléculas consideradas no começo de nossa aula.

O quadro a seguir resume o que se sabe sobre a estrutura e geometria

destas moléculas (os dados nela contidos foram colhidos das Tabelas

11.1 e 11.2):

Molécula CH4 NH3 H2O

NPA 4 4 4

NPL 4 3 2

NPNL 0 1 2

Ângulo previstoentre as ligações

109,5° 109,5° 109,5°

Ângulo experimentalentre as ligações

109,5° 107° 104,5°

A última linha deste quadro fornece o valor experimental dos

ângulos entre as ligações nestas moléculas. Observe que para o NH3 o

ângulo diminui do valor esperado, característico de um tetraedro (109,5°)

para 107°. No caso da água, o valor é ainda menor (104,5°). Na Figura

12.2, indicamos estas modificações de geometria.

Figura 12.2: Os ângulos entre as ligações N-H no NH3 e O-H na H2O são menores que entre as ligações C-H no CH4.

a b c


170 C E D E R J C E D E R J 171

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12Distorções semelhantes nos ângulos de ligação são provocadas

por ligações duplas e triplas. A concentração de carga negativa entre os

átomos que formam estas ligações é maior que em uma ligação simples.

Assim, elas funcionam como um par não-ligante: espalham-se mais no

espaço e comprimem as ligações simples à sua volta, diminuindo os

ângulos entre elas. Por exemplo, a molécula de fosgênio (COCl2) tem a

seguintes estrutura de Lewis:

Em torno do átomo de C, existem três regiões de pares de elétrons.

Espera-se que, assim, o arranjo desses pares seja trigonal plano (veja

a Tabela 11.1 novamente), formando um ângulo de 120° entre eles.

Entretanto, a presença da ligação dupla C=O comprime as ligações C-

Cl, diminuindo o ângulo entre elas de 120° para 111°. Observe o efeito

desta contração na Figura 12.3 a seguir:

Você não pode prever quantitativamente o ângulo correto entre as ligações, mas pode prever se haverá ou não diminuição do ângulo entre ligações em relação aos valores esperados no modelo RPECV simples. Para isto, basta que você saiba a relação entre o número total de pares de elétrons e de pares solitários, e ligações duplas e triplas em torno do átomo central.

Vamos verificar se este conceito ficou claro, resolvendo o exercício

da atividade a seguir.

Figura 12.3: A presença da ligação dupla C=O reduz o ângulo entre as ligações C-Cl no COCl2.


170 C E D E R J C E D E R J 171

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12

GEOMETRIA DE MOLÉCULAS ABN ONDE O ÁTOMO CENTRAL TEM UM OCTETO ESTENDIDO

Se o átomo central A numa molécula ABn pertencer a um período

igual ou superior ao terceiro período da tabela periódica, é possível que,

ao formar ligações, ele fi que rodeado por mais de oito elétrons. Isso se

deve ao fato de que, para estes átomos, podem existir elétrons d ou f em

subcamadas estendidas, e a regra do octeto não funcione mais.

Vamos ampliar a Tabela 11.2 da aula anterior para incluir estes

casos. Novamente, tal como nos casos observados naquela tabela, o

1. Utilize o modelo RPECV e o que você aprendeu sobre o efeito dos pares não-ligantes e das ligações múltiplas para determinar qual das seguintes espécies tem o menor ângulo entre as ligações N-H:NH2

-, NH3, NH4+.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Como você pôde observar, todas as espécies têm oito elétrons de

valência. A primeira etapa para resolver esta atividade é, então,

representar as estruturas de Lewis de cada uma delas:

Todas as espécies têm o mesmo número total de pares de elétrons

de valência (NPA = 4) em torno do átomo central. Logo, o arranjo

geométrico básico dos pares é o tetraedro. Entretanto, somente o íon

NH4+ tem quatro pares de elétrons ligantes (NPL = 4, NPNL = 0);

o ângulo entre as ligações N-H nesta espécie deve ser igual a 109,5°.

O NH3 tem um par de elétrons não-ligantes e o NH2-, dois. Espera-se,

portanto, que as ligações N-H no NH3 sejam menos comprimidas que no

NH2-, sendo esta a espécie com o menor ângulo entre as ligações.

ATIVIDADE


172 C E D E R J C E D E R J 173

AU

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12arranjo espacial dos pares de elétrons depende do número total de pares

em torno do átomo central (NPA); a geometria depende deste número,

mas também do número de pares ligantes (NPL) e dos não-ligantes

(NPNL). A contagem dos pares é feita da mesma forma que a descrita

na aula anterior (reveja rapidamente as regras do método RPECV).

A Tabela 12.1 indica as geometrias possíveis quando o número

total de pares vale cinco ou seis. Estes são, certamente, os casos mais

comuns e são os que nós estudaremos.

Tabela 12.1: Geometria das moléculas ABn em função de NPA, NPL e NPNL

NPAArranjo dos pares

Ângulo entre os pares

NPL NPNL Geometria Exemplo

5Bipirâmide trigonal

120° e 90° 5 0Bipirâmide trigonal

PCl5

4 1 Gangorra SF4

3 2 Forma de T ClF3

2 3 Linear XeF2

6 Octaedro 90° 6 0 Octaedro SF6

5 1Pirâmide quadrada

BrF5

4 2Quadrado plano

XeF4

Vamos acompanhar um pouco mais detalhadamente as

informações desta tabela.

O arranjo geométrico mais estável para cinco pares de elétrons é a

bipirâmide trigonal. Você se lembra de como ela é? Recorde a Figura 11.6

da aula anterior e verifique que esta forma geométrica é a de duas

pirâmides com uma base triangular comum. Numa molécula com esta

forma, o átomo central se localiza no centro da base da pirâmide e

os demais átomos (ou pares de elétrons) ocupam as posições dos seus

vértices. Os átomos presentes na base da pirâmide estão em posição

equatorial; os que estão acima e abaixo do plano que contém a base

estão em posição axial. Se houver cinco pares de elétrons ligantes, isto

indica que existem cinco átomos ligados ao átomo central e a molécula

terá exatamente a geometria que acabamos de descrever. Um exemplo é

dado pela molécula de PCl5.


172 C E D E R J C E D E R J 173

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12

Como você pode inferir a figura geométrica que define a forma de uma molécula? Observe a Figura 12.4.a, que mostra as ligações químicas entre o átomo central P e os átomos de Cl unidos a ele no PCl5. Ao unir os átomos de Cl (que rodeiam o átomo central) por linhas retas, você verá a bipirâmide trigonal ilustrada na Figura 12.4.b.

!

Figura 12.4: O PCl5 tem a forma de uma bipirâmide trigonal, que é visualizada unindo-se os átomos de Cl por linhas retas.

A redução do número de pares ligantes provoca a modificação da

forma básica da bipirâmide trigonal para outras mais simples. A presença

de um par solitário no átomo central leva à formação de uma estrutura

em forma de gangorra, como o SF4.

Para entender a origem desta forma geométrica, considere a

Figura 12.5, que ilustra as duas possibilidades de localização do par de

elétrons não-ligantes em torno do átomo de S no SF4. Ele pode ficar em

posição equatorial ou em posição axial. Em posição equatorial, o par

não-ligante forma um ângulo de 90° com os átomos de F axiais e de 120°

com os equatoriais. Em posição axial, ele faz um ângulo de 90° com os

três átomos de F contidos na base da pirâmide, provocando um efeito

repulsivo maior. Logo esta última distribuição espacial é menos favorável

e o par de elétrons não-ligantes se localiza no plano que contém a base

da pirâmide (em posição equatorial).

Figura 12.5: O par de elétrons não-ligantes do SF4 pode ficar em posição equatorial ou axial. A primeira é energeticamente mais favorável e tem a forma geométrica de gangorra.

a b


174 C E D E R J C E D E R J 175

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12Considerações semelhantes explicam o arranjo geométrico em

forma de T de moléculas com NPL = 5 e NPNL = 2 – como no ClF3

– ou o arranjo linear em moléculas com NPL = 5 e NPNL = 3 – como

no XeF2, ilustrados na Figura 12.6.

Figura 12.6: A molécula de ClF3 tem um arranjo espacial em forma de T; a de XeF2 é linear.

Vamos agora considerar o caso em que o átomo central está

rodeado por seis pares de elétrons. Voltando à Tabela 12.1, verificamos

que o arranjo geométrico mais estável para este número de pares de

elétrons é o octaedro. (Lembra-se do octaedro da Figura 11.1 da aula

anterior?)

Quando o átomo central é rodeado por seis pares ligantes (NPL = 6,

NPNL = 0), o arranjo geométrico da molécula é um octaedro. É o caso

do SF6, ilustrado na Figura 12.7.

Figura 12.7: Na molécula de SF6, os átomos de F se arrumam em torno do S num arranjo octaédrico.

A diminuição do número de pares ligantes (NPL) e o aumento

do número de pares não-ligantes (NPNL) produzem outras geometrias.

Os casos importantes são os que NPL = 5 e NPNL = 1, formando uma

pirâmide quadrada, e NPL = 4 e NPNL = 2, em que a molécula adquire a

forma geométrica de um quadrado. É o que ocorre nas moléculas de BrF5

e XeF4, respectivamente. Você pode ver estes arranjos na Figura 12.8.

a b


174 C E D E R J C E D E R J 175

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12

Figura 12.8: As moléculas de BrF5 e XeF4 têm formas de uma pirâmide quadrada e de um quadrado, respectivamente.

Embora tenhamos apresentado a geometria de várias espécies, não

demonstramos que as formas obtidas são as previstas segundo o modelo

RPECV. Vale a pena investigar um pouco mais sobre isso, e, por esta

razão, propomos que você a faça na atividade a seguir.

2. Utilize o modelo RPECV para confi rmar que o XeF2 é linear e que o XeF4 tem a forma de um quadrado.____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

O Xe e o F pertencem aos grupos 8A e 7A, respectivamente. No XeF4 , o

número total de elétrons de valência é 36; no XeF2, é 22. O esqueleto

básico das estruturas de Lewis dos dois compostos é:

observe agora que, embora o octeto do Xe esteja completo na primeira

estrutura, ainda sobram quatro elétrons. Eles vão entrar como dois

pares não-ligantes centrados no átomo de Xe. Na segunda estrutura,

ainda sobram seis elétrons, que entram como três pares não-ligantes

centrados também no Xe. As estruturas de Lewis completas para cada

composto são:

ATIVIDADE

a b


176 C E D E R J C E D E R J 177

AU

LA

12

GEOMETRIA DE MOLÉCULAS COM MAIS DE UM ÁTOMO CENTRAL

A maioria das moléculas que você vai encontrar tem mais de um

átomo central. É o caso dos compostos orgânicos com mais de um átomo

de carbono. Será que podemos prever a geometria destes compostos?

É melhor responder a esta pergunta através de exemplos ilustrativos.

Vamos considerar inicialmente a molécula do etanol (C2H5OH).

A estrutura de Lewis deste composto é fácil de ser obtida utilizando-se

as regras que você aprendeu nas aulas anteriores:

As linhas cheias cortando as ligações C-C e C-O indicam que

podemos considerar a molécula como se tivesse três átomos centrais, os

dois átomos de C e o átomo de O, marcados como I, II e III. Você pode

montar um quadro em que, para cada átomo central, determinamos o

número de pares totais (NPA), o número de pares ligantes (NPL) e o

de pares não-ligantes (NPNL) em torno dele. O quadro vai ter a forma

mostrada a seguir:

Na primeira estrutura, temos seis pares de elétrons em torno do átomo

central (NPA = 6) com quatro pares ligantes (NPL = 4) e dois não-

ligantes (NPNL = 2). A Tabela 12.1 informa que o arranjo geométrico

da molécula é um quadrado plano. Já na segunda estrutura, temos

cinco pares de elétrons em torno do átomo central (NPA = 5), com

dois pares ligantes (NPL = 2) e três não-ligantes (NPNL = 3). A mesma

tabela mostra que a molécula é linear.

I II III


176 C E D E R J C E D E R J 177

AU

LA

12

Átomo Central C(I) C(II) O(III)

NPA 4 4 4

NPL 4 4 2

NPNL 0 0 2

Arranjo dos pares Tetraedro Tetraedro Tetraedro

Geometria Tetraedro Tetraedro Angular

Ângulo entre ligações 109,5° 109,5° <109,5°

Vamos desenhar a molécula? A Figura 12.9 mostra a forma da

molécula de etanol. Observe que o desenho está de acordo com as previsões

do modelo RPECV.

Figura 12.9: A forma da molécula de etanol (C2H5OH) pode ser obtida analisando-se as geometrias das partes formadas pelos três átomos centrais.

Como segundo exemplo, considere a molécula de acetona

(C3H6O), cuja estrutura de Lewis é:

A escolha dos átomos centrais deve estar clara para você. Eles são

os átomos de C, numerados como I, II e III.

Montando um quadro semelhante ao que foi feito para o etanol,

obtemos as seguintes informações, que você deve conferir!

I II III


178 C E D E R J C E D E R J 179

AU

LA

12

Átomo Central C(I) C(II) C(III)

NPA 4 3 4

NPL 4 3 2

NPNL 0 0 2

Arranjo dos pares Tetraedro Trigonal Tetraedro

Geometria Tetraedro Trigonal Tetraedro

Ângulo entre ligações 109,5° 120° 109,5°

Observe que existem três regiões de pares de elétrons em torno

do C ligado ao O, pois a ligação dupla C=O conta como um par. Dessa

forma, o arranjo deste átomo de C é diferente dos outros dois. Você pode

conferir estas informações observando a Figura 12.10, onde a molécula

de acetona é representada em forma tridimensional.

Figura 12.10: Na acetona (C3H6O), o carbono ligado ao átomo de oxigênio tem arranjo espacial distinto dos demais átomos de C.

Vamos verifi car se tudo fi cou claro? Resolva, então, os exercícios

da atividade a seguir.

3. Dê os ângulos aproximados entre as ligações indicadas nas moléculas representadas pelas estruturas de Lewis a seguir:

a)

b)

c)

ATIVIDADE


178 C E D E R J C E D E R J 179

AU

LA

12

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Para resolver esta atividade, o primeiro passo a ser dado é decidir,

para cada uma das estruturas, quantos e quais são os átomos centrais.

A seguir, você deve montar uma tabela que contenha, para cada um

dos átomos centrais que você escolheu, os valores de NPA, NPL e

NPNL. Desta forma, você pode prever o arranjo geométrico em torno

de cada átomo central e, desta forma, o ângulo entre as ligações que

envolvem este átomo.

A estrutura de Lewis do composto (a) indica que você deve escolher

os dois átomos de C como átomos centrais:

A linha cheia divide a estrutura em duas regiões, uma correspondendo

ao C central I e a outra, ao II.

Observe agora que cada átomo de C está rodeado por dois grupos

de pares de elétrons (a ligação tripla conta como um par!), e que não

há pares não-ligantes em nenhum deles. O quadro a seguir resume

estas informações:

Átomo Central C(I) C(II)

NPA 2 2

NPL 2 2

NPNL 0 0

Arranjo dos pares linear linear

Geometria linear linear

Ângulo entre ligações 180° 180°

I II


180 C E D E R J C E D E R J 181

AU

LA

12

Logo, o ângulo marcado é 180°. A representação espacial da molécula

é apresentada na Figura 12.11.a.

Para a estrutura (b), você deve escolher os átomos de O e N unidos pela

ligação simples O-N como átomos centrais. Examinando a estrutura de

Lewis do composto, você pode montar o quadro a seguir:

Átomo Central O- -N

NPA 4 3

NPL 2 2

NPNL 2 1

Arranjo dos pares tetraedro trigonal

Geometria angular angular

Ângulo entre ligações 109,5° 120°

Assim, o ângulo HON entre as ligações H-O e O-N fica em torno de

109,5° e o ângulo ONO entre as ligações O-N e N=O, em torno de 120°.

A molécula tem o arranjo espacial mostrado na Figura 12.11b.

Finalmente, os átomos centrais da estrutura (c) são os que formam

a ligação C-O-C. O quadro representativo dos números de pares em

torno de cada átomo é:

Átomo Central C- -O- -C

NPA 3 4 4

NPL 3 2 4

NPNL 0 2 0

Arranjo dos pares Trigonal Tetraédrico Tetraédrico

Geometria Trigonal Angular Tetraedro

Ângulo entre ligações 120° 109,5° 109,5°

Portanto, o ângulo HCO entre as ligações H-C e C=O é de 120°, e o

ângulo COC entre as ligações C-O e O-C é de 109,5°. O arranjo espacial

da molécula é o indicado na Figura 12.11.c.


180 C E D E R J C E D E R J 181

AU

LA

12

Figura 12.11: Arranjo espacial das estruturas de Lewis (a), (b) e (c).

POLARIDADE DE MOLÉCULAS POLIATÔMICAS

Você aprendeu na Aula 8 que a polaridade de uma ligação é

defi nida pela forma pela qual os elétrons são compartilhados na ligação.

Num extremo estão as ligações apolares, em que os elétrons ligantes são

igualmente compartilhados pelos dois átomos; neste caso, os dois átomos

têm a mesma eletronegatividade. No outro extremo, estão as ligações

iônicas, em que os elétrons ligantes estão completamente deslocados

para o átomo mais eletronegativo. A maioria das ligações entre dois

átomos não é nem completamente apolar, nem completamente iônica:

ou seja, é polar, com os elétrons ligantes mais ou menos atraídos pelo

átomo mais eletronegativo.

Uma grandeza útil para quantifi car a polaridade de uma ligação

é o momento de dipolo da ligação. Observe a Figura 12.12.a Nela, duas

cargas (+q e –q) iguais em valor absoluto, mas de sinais opostos, estão

separadas por uma distância R. O momento de dipolo é defi nido como

uma grandeza cujo valor absoluto (d) é dado por

d = qR

Se R = 0, as duas cargas se sobrepõem e d = 0. Por convenção,

o dipolo elétrico gerado por estas duas cargas é representado por uma

seta cortada, apontando na direção da carga negativa.

Num átomo isolado, todos os elétrons fi cam em torno do núcleo.

O átomo pode ser representado por duas cargas iguais (em valor absoluto)

e coincidentes: a carga positiva é a do núcleo e a negativa, a dos elétrons.

a b

c


182 C E D E R J C E D E R J 183

AU

LA

12Ou seja, o centro de cargas positivas (o núcleo) coincide com o centro

de cargas negativas (a carga total dos elétrons). Neste caso, não há

momento de dipolo. Numa ligação química entre dois átomos, há dois

núcleos, ambos com carga positiva, pares de elétrons entre os átomos

(os elétrons ligantes) e pares de elétrons não-ligantes centrados em cada

átomo que forma a ligação. O efeito combinado da carga positiva do

núcleo de um átomo com a carga dos elétrons em torno dele é descrito

pela carga parcial (δ) sobre cada átomo que forma a ligação, como você

pode visualizar na Figura 12.12.b

Figura 12.12: (a) Duas cargas de mesmo módulo q, separadas por uma distância R, geram um dipolo cujo valor é d = qR. O dipolo aponta para a carga negativa.(b) Numa ligação entre dois átomos, a carga sobre o átomo A é δA e sobre B, δB.

Numa ligação apolar, os dois átomos atraem elétrons com a mesma

intensidade. Tudo se passa como se a nuvem eletrônica ficasse igualmente

distribuída entre eles. Portanto, cada átomo fica com uma carga parcial

nula (δA = δB = 0) e não há momento de dipolo na ligação. É o que ocorre

com as ligações H-H na molécula de H2 ou Cl-Cl na molécula de Cl2.

Quando os átomos que formam a ligação têm eletronegatividades

distintas, a nuvem eletrônica se desloca para o átomo mais eletronegativo.

Este fica com uma carga parcial negativa (δ-), enquanto o outro fica com

carga parcial positiva (δ+). Gera-se, então, um dipolo cujo valor é o

produto do valor absoluto (δ) da carga parcial com a distância (R) entre

os átomos. É o que ocorre nas ligações O-H ou H-Br, por exemplo.

É importante que você saiba distinguir a carga parcial δ da carga formal ou do número de oxidação de um átomo, que você aprendeu na Aula 10 (vale a pena você revisar estes conceitos!). Numa ligação apolar, a carga parcial sobre cada átomo é igual à carga formal, e ambas valem zero. Numa ligação completamente iônica, a carga parcial é igual ao número de oxidação, pois nela há transferência completa de elétrons para o átomo mais eletronegativo. Numa ligação polar, a carga parcial é a que melhor representa a polaridade da ligação; ela não é nem igual à carga formal nem ao número de oxidação. Infelizmente, não há uma forma simples de calcular o seu valor.

a b


182 C E D E R J C E D E R J 183

AU

LA

12Numa molécula poliatômica, há várias ligações químicas.

A polaridade da molécula depende de dois fatores:

• polaridade de cada ligação;

• geometria da molécula.

Você com certeza compreende o porquê do primeiro fator.

Vamos explicar o segundo através de um exemplo simples. Considere

as moléculas de CO2 e H2O. Ambas são moléculas do tipo ABn, em

que um átomo central A está ligado a n átomos B. No CO2, há duas

ligações polares C=O, e na H2O, duas ligações O-H, também polares.

Você poderia supor que ambas as moléculas são polares, mas somente

a molécula de H2O o é; o CO2 é uma molécula apolar.

Já analisamos a geometria destes compostos na aula anterior e

sabemos que o CO2 é linear e a H2O é angular. A representação dos

dipolos das ligações combinada com a geometria de cada molécula é

ilustrada na Figura 12.13 a seguir. Você pode verifi car através dela que,

no caso do CO2, os dipolos apontam para sentidos opostos, cancelando-

se mutuamente. O mesmo não acontece com os dipolos das ligações

OH na H2O. Há nesta molécula um dipolo resultante que aponta ao

longo da linha bissetriz do ângulo entre as ligações O-H, na direção do

átomo de O.

Figura 12.13: Os dipolos das ligações C=O se cancelam no CO2, mas os das ligações O-H não se cancelam na molécula de H2O.

O momento de dipolo (r

d ) é, na verdade, uma grandeza vetorial que se caracteriza não só pelo seu valor absoluto (d) como também pela sua direção e sentido. Quando há vários dipolos numa molécula, o dipolo resultante (

r

d ) é obtido pela soma vetorial dos dipolos (

r

di ) das ligações que formam a molécula. Lembre-se da Física que:

1. um vetor (r

v ) pode ser decomposto em suas componentes ao longo dos eixos cartesianos como

r

r rr

v i j k= + +x y z , onde r r

r

i j k, , são os vetores unitários em cada um dos eixos. Se o vetor estiver no plano, só haverá duas componentes;

2. a soma de dois vetores r

r rr

v i j k1 1 1 1= + +x y z e r

r rr

v i j k2 2 2 2= + +x y z é um vetor

r

v cujas componentes são x x x= +1 2 , y y y= +1 2 e z z z= +1 2 . Esta soma é representada pela regra do paralelogramo.

A Figura 12.14 ilustra estas duas propriedades vetoriais para o caso simples de dois vetores no plano xy.


184 C E D E R J C E D E R J 185

AU

LA

12

Figura 12.14: Um vetor é caracterizado por suas componentes ao longo dos eixos cartesianos; a soma de dois vetores é representada pela regra do paralelogramo.

É importante que você visualize a formação do dipolo resultante

na molécula de H2O decompondo cada um dos dipolos das ligações O-

H ao longo dos eixos dos x e dos y no plano xy que contém a molécula.

Você pode perceber que as componentes de cada dipolo de ligação ao

longo do eixo dos x têm o mesmo valor, mas em sentidos opostos – elas se

anulam. Já a componente y de cada dipolo tem o mesmo valor absoluto,

mas se reforçam, somando-se no eixo dos y. Assim, o vetor resultante fica

exatamente ao longo do eixo y, como ilustrado na Figura 12.15.

Figura 12.15: Na molécula de H2O, as componentes dos dipolos das ligações O-H ao longo do eixo dos x se cancelam, e ao longo do eixo dos y se somam. O vetor resultante aponta para o átomo de O, ao longo do eixo dos y.

Os argumentos utilizados para prever a polaridade do CO2 e da H2O são gerais e podem ser resumidos da seguinte forma: se a soma dos dipolos das ligações (consideradas as suas orientações) for nula, a molécula é apolar; se for diferente de zero, ela é polar.

!

a b


184 C E D E R J C E D E R J 185

AU

LA

12

4. Determine a polaridade das moléculas a seguir; caso sejam polares, indique onde aponta o dipolo resultante. a) BF3

b) CH4

c) CF2Cl2d) XeF4

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

A primeira etapa para você resolver esta atividade é determinar a

estrutura de Lewis de cada composto. A seguir, utilizando-se as Tabelas

11.2 e 12.1, você pode determinar a geometria de cada molécula.

Construa a seguir os dipolos das ligações e verifi que se eles se cancelam

(ou não) no espaço.

Já sabemos bastante sobre as moléculas envolvidas nesta atividade.

A molécula de BF3 é trigonal plana (Figura 11.3.a), a de CH4 e de

CF2Cl2 são tetraédricas (Figuras 11.1.a e 11.7) e a de XeF4 é quadrada

plana (Figura 12.8.b). Todas as ligações entre o átomo central e

qualquer outro átomo nestas moléculas são polares. A polaridade fi nal

vai depender, portanto, da composição dos vetores que correspondem

aos dipolos das ligações em cada uma delas.

Na molécula de BF3 , os dipolos fi cam dispostos como está mostrado na

Figura 12.16.a. Observe que todos os dipolos de ligação são iguais.

A trigonometria elementar mostra que as componentes ao longo

dos eixos dos x e dos y se anulam, de forma que a molécula é

apolar. O mesmo ocorre com a molécula de XeF4, cujos dipolos estão

representados na Figura 12.16.b. Esta molécula também é apolar.

A composição dos dipolos das moléculas de CH4 e CF2Cl2 é um pouco

mais difícil, pois o arranjo geométrico é tridimensional. Talvez fi que mais

ATIVIDADE


186 C E D E R J C E D E R J 187

AU

LA

12

fácil se você visualizar as geometrias por um outro ângulo. É o que

está ilustrado nas Figuras 12.16.c e d, juntamente com os dipolos das

ligações. No CH4, as duas ligações CH superiores formam um plano

e o dipolo resultante destas ligações aponta para cima. As ligações

inferiores também formam um plano, perpendicular ao superior, mas

o dipolo inferior resultante é colinear com o superior. Como todas as

ligações são iguais, o dipolo total é nulo e a molécula é apolar. No

CF2Cl2, os dipolos resultantes superior e inferior também são colineares,

mas não são do mesmo tamanho, e a molécula é polar. O dipolo

resultante das ligações C-F é maior que o das ligações C-Cl (devido

à diferença de eletronegatividade) e o dipolo total fi ca ao longo da

bissetriz das ligações C-F.

Figura 12.16: As moléculas de BF3, XeF4 e CH4 são apolares, mas a de CF2Cl2 é polar com o dipolo apontando ao longo da bissetriz entre as ligações C-F.

a

b

c b


186 C E D E R J C E D E R J 187

AU

LA

12CONCLUSÃO

A geometria de moléculas pode ser prevista com excelente

aproximação por um modelo simples, baseado na distribuição dos

pares de elétrons em torno de um ou mais átomos centrais. Entretanto,

a presença de pares de elétron não-ligantes e de ligações múltiplas distorce

os ângulos das ligações em relação ao previsto pelo modelo simples

RPECV. O arranjo geométrico da molécula é de fundamental importância

na determinação da sua polaridade, que resulta da composição dos

dipolos das ligações, considerando as suas orientações no espaço.

ATIVIDADE FINAL

Determine a geometria e a polaridade das espécies a seguir:

a. HBCl2

b. GeH4

c. SO3

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________

RESPOSTA COMENTADA

Você precisa escrever a estrutura de Lewis de cada composto, determinar a

geometria pelo método RPECV e compor os dipolos das ligações para formar

o dipolo resultante.


188 C E D E R J C E D E R J 189

AU

LA

12Na molécula de HBCl2, o átomo de B é o átomo central. Ele é do grupo 3A,

tendo três elétrons de valência. Os átomos de H e Cl têm um e sete elétrons

de valência, respectivamente. Então, a estrutura de Lewis do BHCl2 é:

Observe que o B não tem o seu octeto completo neste composto; a ele estão

ligados três pares de elétrons (NPA = 3), todos ligantes (NPL =3, NPNL = 0).

Logo, o HBCl2 é trigonal plano. Na Figura 12.17 está a representação da

molécula, com os dipolos das ligações e o dipolo total. Este aponta ao longo da

bissetriz das ligações B-Cl, pois os átomos de Cl são bem mais eletronegativos

que o átomo de H.

Figura 12.17: A molécula de HBCl2 é polar com o dipolo resultante apontando ao longo da bissetriz das ligações B-Cl.

O Ge (germânio) pertence ao grupo 4A, tendo quatro elétrons de valência.

Assim, a estrutura de Lewis do GeH4 é:

Vejam que NPA = 4, NPL = 4 e NPNL = 0. Logo, a molécula é tetraédrica e, tal

como no CH4 , é apolar (Veja a discussão sobre o CH4 na resposta comentada

da Atividade 4).

O S pertence ao grupo 6A, tal como o O. Há três estruturas de Lewis ressonantes

para o SO3


188 C E D E R J C E D E R J 189

AU

LA

12Em qualquer uma delas, há três pares de elétrons em torno do átomo de S

(lembre-se de que a ligação dupla conta como um par!). Então, NPA = 3, NPL

= 3 e NPNL = 0. Desta forma, o SO3 é trigonal plano. Se você pensar que há

duas ligações simples e uma dupla, deve esperar que as distâncias das ligações

S-O e S=O sejam diferentes, o que está certo. Entretanto, convém lembrar que,

quando há ressonância de estruturas, a estrutura real do composto não pode

ser representada por nenhuma das estruturas ressonantes isoladamente. Na

verdade, as distâncias S-O no SO3 são todas iguais. Se assim for, a molécula

tem a mesma composição de dipolos que o BF3 , sendo apolar.

Nesta aula, aprendemos que o conhecimento do arranjo espacial dos átomos

formadores de uma molécula depende não apenas dos pares de elétrons em torno

dos átomos centrais, mas também da natureza destes pares. Também verificamos

que este arranjo é essencial para compreendermos por que algumas moléculas

são polares e outras não.

R E S U M O


Na próxima aula, você vai estudar as reações de oxirredução, de grande importância

em muitos processos químicos e biológicos.

Maiores informações: www.santacabrini.rj.gov.br

Serviço gráfi co realizado em parceria com a Fundação Santa Cabrini por intermédio do gerenciamento laborativo e educacional da mão-de-obra de apenados do sistema prisional do Estado do Rio de Janeiro.

C E D E R J 9

AU

LA 2

1 M

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química geral 1 cederj

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