Capitulo 1: estrutura atomica e ligações

1807 – Dalton: Teoria Atômica: átomo indivisível e indestrutível e sem

carga.

1817 – Thomson Propriedade ondulatória dos elétrons.

1911-1919 – RutherfordÁtomos têm carga positiva concentrada em um

pequeno núcleo.

1920-1922 – Bohr: Elétrons são confinados em órbitas em níveis de

energia organizados e propriedades quimicas dos elementos eras definidas pelo nível mais externo de energia.

Cronologia dos modelos atômicos

Estrutura atômica: o núcleo

10-10 m = 1 Å = 0,1 nm

Um átomo consiste de um núcleo denso de diâmetro 10-14 - 10-15 m carregado positivamente por a presencia de protóns (+) e de outras particulas subatomica denominada nêutrons.

O núcleo (nêutrons+ protóns ) concentra

maior parte da massa do átomo.

Um espaço extranuclear, diâmetro 10-10 m, é rodeado por elétrons negativamente carregados.

Pelo fato de um átomo ser neutro na totalidade: a quantitade de protóns no núcleo e a quantititade de elétrons negativos em volta do núcleo é a mesma.

Número atômico (Z): indica o número de prótons no núcleo do atomo.Número de massa (A): indica o número total de prótons mais nêtrons no seu núcleo.

Estrutura atômica: orbitaisComo os elétrons estão distribuidos em um átomo?

Cada nivel pode contener 2n2 elétrons (n = 1, 2, 3, 4, ...)

Os orbitais em um átomo são organizado em diferentes camadas, ou níveis eletronico, tamanho e energia sucessivamente maiores.

Camadas diferentes contêm diferentes números e tipos de orbitais, e cada orbital dentro de um nivel pode ser ocupados por dois elétrons.

Estrutura atômica: orbitaisComo os elétrons estão distribuidos em um átomo?

(n=1) O primero nível contém um unico orbital s, denominado 1s, com apenas 2 elétrons.

(n=2) O segundo nível contem um orbital 2s e três orbitais 2p (2px,y,z),assim acomoda um total de 8 elétrons.

(n=3) O tercero nível contem um orbital s (3s), três orbitais p (3px,y,z) e cinco orbitais d (3d) com capacidade total de 18 elétrons.

Cada nivel pode contener 2n2 elétrons (n = 1, 2, 3, 4, ...)

Estrutura atômica: orbitaisDe acordo com o modelo da mecânica quântica, o comportamento de um elétron especifico de um atomo pode ser descrito por uma expressão matematica chamada de equação de onda.A solução de uma equação de onda é denominada função de onda, ou orbital, descrita pela letra grega psi, Ψ.O quadrato da função de onda, Ψ2, no espacio tridimensional, o orbital descreve o volume de espaço em torno o núcleo que um elétron está mais propenso a ocupar. Essa é uma probabilidade geometrica de encontrar um elétron em uma posição em torno o núcleo. Vocês podem pensar em um orbital como uma fotografia do elétron sendo tirada a uma velocidade lenta do obturador da câmara.

Qual é a aparência de um orbital?Existem quatro tipos diferentes de orbitais, denominados:

s, p, d, fOrbitais S: Esféra com o núcleo em seu centroOrbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteresOrbitais d: 4 dos 5 orbitais d têm o formato de uma folha de trevo. O quinto orbial d possui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.

Qual é a aparência de um orbital?

Existem quatro tipos diferentes de orbitais, denominados: s, p, d, f

Orbitais S: Esféra com o núcleo em seu centroOrbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteresOrbitais d: 4 dos 5 orbitais d têm o formato de uma folha de trevo. O quinto orbial d possui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.

Orbitais atômicos: 1S e 2S

Orbitais atômicos 2px 2py 2pz

Os três diferentes orbitais p en um mesmo nível são orientados ao longo dos direcionamentos perpendiculares x, y e z.

Regra 1- princípio de AufbauOs orbitais de menor energia são preenchidos primeiramente de acordo com a ordem 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d.Observe que o orbital 4s está situado entre os orbitais 3p e 3d em termos de energia. Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia são preenchido primeiro.

Regra 2- Princípio de exclusão de PauliSomente dois elétrons podem ocupar um orbital e eles devem ter spin opostos. Os elétrons agem como se estivessem girando en torno de um eixo, da mesma maneira que a terra gira. O spin tem duas orientações, denominada para cima (Spin ↑) e para baixo (Spin ↓).

Regra 3- Regra de HundSe dois ou mais orbitais vazios de mesma energia estão disponíveis, um elétrons ocupa cada um com os spins paralelos até que todos os orbitais estejam ocupados pela metade.

Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli

Acoplamento do spin opostos

Princípio da edificação: Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia são preenchido primeiro.

Princípio da exclusão de Pauli: No máximo dois elétrons com spins emparelhados pode ser colocado em cada orbital.

Regra de Hund: Um elétron é adicionado a cada orbital degenerado antes de um segundo elétron ser adicionado.

[B] [C] [N] [O] [F] [Ne]

[Si] e [Se]

Problema- Escreva a configuraçao eletronica do estado fundamental de cada um dos seguiente elementos.

Configuração eletrônica do estado fundamental de alguns elementos

O hidrogênio tem apenas um elétron que deve ocupar o orbital de mais baixa energia. [H] Configuração 1S1

O carbono possui 6 elétrons e a configuração do seu estado fundamental é[C] Configuração 1S2 2S2 2px1 2py1 = [He] 2S2 2p2

Por que os átomos se ligam?

1904 – Modelo de Thomson

Ligação química seria formada quando dois átomos trocam ou transferem elétrons entre si.

A descoberta do elétron

Por que os átomos se ligam?

Os átomos se ligam uns aos otros porque o composto que resulta disso têm energia mais reducida, e portanto,

mais estável, do que os átomos separados.

A energia, (em forma de calor) sempre flui para fora do sistema quimico quando uma ligação se forma.

De modo inverso, a energia deve ser colocada no sistema para quebrar uma ligações química

Fazer ligações sempre libera energia e quebrar as ligações sempre absorve energia.

A regra do octeto:

- Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de um gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons (configurações altamente estáveis); - Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência de 8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo; - Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada de valência de 2 elétrons - Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações iônicas ou covalentes

Ligações químicas

Por que os átomos se ligam e como as ligações podem ser descritas eletronicamente?

Sim, porque a Reatividade Química depende dos életrons

Nível de valência: ultima camada ocupada por életrons

életrons de valência: életrons no nível de valência interesados na formação das ligaçãoes e das reacções.

Estruturas de Lewis, ou estruturas de pontos- O simbol do elemente representa o núcleo e os

életrons nos níveles mais internos;- Os pontos representan os életrons de valência.

Estruturas de Lewisem que os elétrons de valência de um átomo são

representado por pontos.

Ligações químicas por o modelo de Lewis

A regra do octeto:

Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de um gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons (configurações altamente estáveis);

Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência de 8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo;

Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada de valência de 2 elétrons.

Estruturas de pontosEstruturas de Lewis e Kekulé

Um átomo de Carbono isolado possui 4 elétrons de valência Este átomo de Carbono também

possui 8/2=4 elétrons de valência

Uma ligação covalente usual é formada quanda cada átomo doa um elétron

Estruturas de pontosEstruturas de Lewis e Kekulé

Uma ligação Duas ligações Três ligações Quatro ligações

Come scrivere strutture di LewisDeterminare il numero di elettroni di valenza

Determinare la disposizione degli atomiLegare gli atomi con legami semplici

Posizionare i rimanenti elettroni in modo tale che ogni atomo abbia il guscio di valenza completoRappresentare le coppie di elettroni di legame con un trattino (—)

Rappresentare le coppie non condivise (doppietti solitari, elettroni di non legame) con una coppia di punti ( : )

Legame semplice: una coppia condivisa; legame doppio: due coppie condivise; legame triplo: tre coppie condivise

:

:

:

F B

F

F

Cl Al

Cl

Cl

6 electrons in the valence shells of boron

and aluminum

Boron trifluoride

: :

: :

: :

::

::

:

::

::

Excessão da regras do octeto:

Moleculas com atomos (B e Al) do grupo 3A (13)

::

Phosphorus pentachloride

Phosphoricacid

P

C lC l C l

C l C lCH3-P-CH3

CH3Trimethyl-phosphine

H-O-P-O-HO

O-H

:

:

::

:

::

::

:::

:

::

:

:

::

:

:

Molecole con atomi del terzo periodo. Hanno orbitali 3d e possono espandere il loro guscio di valenza per contenere più di 8 elettroni

Il fosforo può avere 10 elettroni di valenza

Excessão da regras do octeto:

Excessão da regras do octeto:

:

::H-S-H CH3-S-CH3 H-O-S-O-H

O

OO

Sulfuricacid

Hydrogensulfide

Dimethylsulfoxide

::

::

: : : :

: :

Lo zolfo (3° periodo) forma composti in cui il guscio di valenza ospita 8, 10, o 12 elettroni

Uma ligação covalente usual è formada quando cada átomo doa um elétron, pode-se considerara que cada

um dos àtomos “possui’ um dos elétrons.

Ligação covalenteLigação covalente

polare Ligação iônica

Ligações químicas Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações

iônicas ou covalentes

Um átomo que ganha elétrons torna-se um ânionUm átomo que perde elétrons torna-se um cátion

Atração eletrostática entre um ânion e um cátion forma um solido iônico (ligação iônica)

Um átomo, liga-se a outro átomos, não pelo ganho ou perda de elétrons, mas por compartilhar destes e completar o nível de valência

forma uma molecula covalente (Ligação covalente)

Ao conjunto neutro de átomos unidos uns aos outros por ligações covalentes dá-se o nome de molécula.

Ligações parzialmenti iônicos ou covalente são denominados ligações covalente polares.

A eletrenegatividade aumenta na tabel periódica da esquerda para a dereita (no periodo) e de baixo para cima (no grupo)

+ F-(1s22s22p6)Na+(1s22s22p6)F(1s22s22p5)+Na(1s22s22p63s1)

Ligação IônicaNa + F Na+ F -••••

••

••

••

••

••

O metais alcalinos no grupo 1A (1):atigem a configuração de gás nobre perdendo seu único elétron s do seu nível de valencia para formar um cátion.

Os halogênios no grupo 7A (17):atingem a configuração de gás nobre ganhando um elétron p para preencher seu nível de valencia, portanto, formando um ânion.

Na + F Na+ F -••••

••

••

••

••

••

Para formar Na+F- um elétron 3s do átomo Na tem transferido no orbital 2p parzialemente ocupado do F

os ion se forman se a diferencia de eletronegatividade è 1.9 o maior (indicativamente):

exemplo: sodio (en 0.9) e fluoro (en 4.0)No cloreto de sódio: Na trasferiu um elétron para o cloro para formar os íons Na+ Cl-

- Formação de íons através da perda ou ganho de elétrons;

- Força de atração entre íons com cargas opostas;

- Ocorre com átomos com alta diferença de eletronegatividade.

Resumo - Ligação Iônica

Problema> Escreve a configuração eletrônica do estado fundamental de cada atomo Na e Cl

e identifique a trasferencia de elétron para a formação do sal NaCl

H H H-H+ • ΔH0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol•

Emparelhamento de elétrons para a formação da ligação química quando os átomos não apresentam diferença de eletronegatividade significativa

Ligação covalente

H H H H

1s 1s Molécula de H2

Ligação sigma ( )

- átomo liga-se a outro átomos, não pelo ganho ou perda de elétrons, mas por compartilhar destes e completar o nível de valência

forma uma molecula covalente (Ligação covalente);

- a dupla de elétrons compartilhada completa a nível de vâlencia de cada átomo.

Como o compartilhamento de elétrons leva à ligação entre os átomos? Duas Teorias

Teoria de Ligações de valênciaTeoria de ligação descreve uma ligação covalente como resultado

de uma superposição de dois orbitais atômicos.

H H H H

1s 1s Molécula de H2

Ligação sigma ( )

436 kJ mol -1

2H. H2

Energia

Molécula de H2

-Probabilidade (Y2) de encontrar um elétron em uma determinada região do espaço na molécula

-Superposição dos orbitais atômicos (OAs): As funções de onda dos orbitais atômicos são combinadas para formar novas funções de ondas dos orbitais moleculares; -Cada orbital molecular também só pode conter 2 elétrons com spins emparelhados;

- O número de OMs resultante é sempre igual ao número de orbitais atômicos que se combinaram.

Teoria de Orbital Molecular (OM)Descreve a formação de ligação covalente como resultado

de uma combinação matematica dos orbitais atômicos (funções de onda) para formar orbitais moleculares.

Ligações Covalente - Covalente Polares - Iônicos

Hibridização: orbitais hídrodos

- A combinação dos orbitais de vâlencia formam um novo set de orbitaishíbridos;

- Temos três tipos de orbitais híbridos:sp3 (1 orbital s + 3 p) = hidridização sp3

sp2 (1 orbital s + 2 p) = hidridização sp2

sp (1 orbital s + 1 p) = hidridização sp1

- A superposição dos orbtais híbridos pode formas dos tipos de ligaçõesdepende da geometria da superposição:

formação de uma ligação sigma (σ) atravéz de uma superposição frontal (linear)formação de uma ligação p-grega (π) atravéz de uma superposição lateral

(parallela)

HibridizaçãoO conceito de hibridização explica como o carbono forma

quatro ligações tetraédricas equivalentes.

C=(1s22s22p2)

- Hibridização dos orbitais de valência (L. Pouling): atravéz de uma combinação

matematica, um orbital s e três orbitais p de um atomo podem formar quatro novos orbitais denominados orbitais hibridos sp3 equivalentes com orientação tetraedrica.

Orbitais Híbridos sp3 e a estrutura do metano

-Hibridização dos orbitais de valência 2s e 2p- Obtenção de 4 orbitais híbridos sp3 assimetrico

Orbital sp3

A ligação σ do metano

Orbitais sp3 hibridos resultantes assimetricos, um dos lóbulos é muito maior que o outro e pode se superpor com mais eficiência com um orbital de outro átomo por a formação de uma ligação

Híbridação do nitrogênio e oxigênio

Metil amina e Metanol

Os pares de elétrons solitários nos átomos de oxigêno e nitrogêno projetam-se no espaço

Estrutura do EtanoA ligaçõe carbono-carbono é formada pela superposição σ

de dois orbitais híbridos sp3 de cada atomo de carbono.

Orbitais Híbridos sp2 e a estrutura do etileno C2H4

Os três orbitais híbridos sp2 situam-se em um plano separados uns dos outros por ângulos de 120º, com o orbital

p remanescente perpendicular ao plano sp2.

Ligação σ sp2-sp2 atravéz da superposição frontal Ligação π 2pz-2pz atravéz de uma superposição lateral

Geometria trigonal planar do etileno C2H4

O etileno é plano e tem ângulos de ligação de aproximadamente 120º

Geometria trigonal planar do etileno C2H4

Ligação na formaldeide

Os dois orbitais híbridos sp2 se superpõem frontalmente para formar uma

ligação forte σ sp-spPor superposição lateral dos orbitais p

Ligação π 2pz-2pz

Hibridização sp : A estrutura do etino (acetileno)

Os orbitais híbridos sp estão separados em 180º no eixo x

Os orbitais p estão situados perpendicularmente nos eixos y e z

A estrutura do etino (acetileno), molecular linear

A estrutura do etino (acetileno), molecular linear

Ligações triplas pelo compartilhamento de 6 elétrons

Os dois orbitais híbridos sp se superpõem frontalmente para formar uma

ligação forte σ sp-sp

Atravéz da superposição lateral dos orbitais pLigação π 2py-2pyLigação π 2pz-2pz

Uma comparação entre as hibridizações sp, sp2 e sp3

Comprimido e força das ligações

Observe que a ligação dubla carbono-carbono é menoforte que o somatório de duas ligações σ, porque a

superposição π na ligação dupla não é tão efetiva em comparação com a superposição na parte σ.

Desenhando as estrutura químicaEstrutura condensada e Estrutura esquelétrica

Digas quantos hidrogênios estão ligados a cada carbono nos compostos a seguir e dê a fórmula molecular de cada substância:

1858 1861Couper, Kekulé: Carbono tetravalente