Resumo de Química Geral I.docx

7/29/2019 Resumo de Qumica Geral I.docx

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Resumo de Qumica Geral I

Descoberta do eltron: Tubos de Crookes: experimento que utilizava obstculos e o efeito destes no caminho dos raios catdicos. Surgimento de descarga eltrica que se

propagava do catodo (-) para o anodo (+). Efeito de campo eltrico.

Sob alta voltagem, utilizando placas eletricamente carregadas e tela fluorescente no acmulo dos eltrons, Thomson (1985) conseguiu determinar a razocarga/massa do eltron = 1,76. 10-11/Kg

o A quantidade de deflexo da partcula proporcional a sua carga e inversamente proporcional a massa. Logo, para partculas muito pesadas menor a atrao eletrosttica.

Com o experimento de Millikou (1903) h a determinao da carga do eltron = - 1,602. 10-19 C Aplicando na razo carga/massa, conclui-se que a massado eltron = 9,1. 10-31 Kg.

Demcrito (400 AC) sugeriu que a matria dividida em diversas partes, at atingir uma partcula indivisvel. No entanto, sua sugesto advinha apenasde exerccios e imaginao e no de experimentos.

A faixa do visvel, no espectro eletromagntico vai de 400nm a 750nm. Com Dalton houve a associao com as leis da conservao da massa e de leis derivadas de observaes diretas, que levaro as seguintes concluses:

1. Matria composta por partculas indivisveis, os tomos;2. Todos os tomos dos elementos tm as mesmas propriedades fsicas: tamanho, massa e forma, especficas a cada um; 3. As reaes qumicas so rearranjos dos tomos de um conjunto de combinaes para outro, sem alterar os tomos individuais.

o Como a reao qumica para Dalton no nada alm de redistribuio de tomos, sem alter-los, a massa deve permanecer constante, o querespeitava a lei da conservao das massas e da lei das propores definidas, conferindo sentido teoria, para aquela poca.

o A teoria de Dalton predisse a lei das propores mltiplas (quando 2 compostos diferentes so formados pelos mesmos 2 elementos, as massasreagentes encontram-se numa proporo de pequenos nmeros inteiros).

o A teoria de Dalton no foi capaz de explicar por que as substancias reagem da forma como so observadas. Com isso a sugesto dos tomosindivisveis no era mais suficiente para explicar os fatos.

Faraday e Stone (1834 -74) observaram as transformaes qumicas causadas por passagem de eletricidade em meio aquoso. Inicialmente isto foiobservado por Faraday, que criou as condies para que Stone propusesse a existncia de partculas de eletricidade, isso atravs da demonstrao de que

a matria possua natureza eltrica. Eis que surgem os eltrons.

o Os raios catdicos pareciam ser formados por partculas energticas carregadas (-), pertencentes a todas as substancias conhecidas. Os raioscatdicos seriam os eltrons.

Plank sugeriu que quando a radiao eletromagntica interage com a matria: energia somente pode ser absorvida ou emitida em certas quantidadesdiscretas (QUANTUN), ou seja, existe uma quantidade mnima emitida/absorvida em dado instante.

o Quantum a menor quantidade de energia que pode ser emitida ou absorvida na forma de radiao eletromagntica.o Equao de Plank: E= n. h.v; E=energia; h=cte de Plank= 6, 62. 10 -34 J.seg; n= n quntico principal.

Relacionando com comprimento de onda:

v = c/ E = h.c/

O inversamente proporcional intensidade da radiao (n).

Einstein (1905) utiliza da teoria dos quanta para explicar o efeito fotoeltrico (atravs da exposio luz, h um aumento da corrente, em funo dotransito de eltrons do catodo para o anodo). A radiao ir excitar os eltrons de um detector, aumentando a corrente eltrica.

o Cada metal possui um especfico para desencadear o efeito fotoeltrico, visto que cada um apresenta um n especfico de prtons.Para ejetar eltrons do metal preciso vencer a fora atrativa do ncleo, a fim de movimentar o eltron de um polo a outo. Com isso a energia

cintica que o eltron adquire determinada por: Ec = h.c/ . ; = fora de atrao do ncleo.

Para acelerar os eltrons h. c/ > !

Pelo fato de mais eltrons serem transferidos da superfcie do metal em funo da exposio luz, esta acaba transferindo energia para o metal.Einstein sugere que a luz no deve ser pensada como uma onda, mas como um feixe de partculas e podendo, portanto, transferir energia. Isso a

chamada DUALIDADE ONDA-PARTICULA DA LUZ!

As partculas que compem a luz so os chamados ftons. Cada fton tem energia potencial proporcional frequncia da luz. Ef = h. v;v=frequncia

O Quantum equivale luz como radiao e o fton a luz como partcula.

Quando o fton incide sobre o metal, ele transfere energia e desaparece.Quanto mais intensa a luz em determinado , maior o n de ftons. O aumento da intensidade da luz oferece mais ftons sem mudar a energia

individual.

Modelos Atmicos: Modelo Atmico de Bohr (1913):


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o Espectro atmico de raios. Cada elemento emite radiao em especfico . A luz visvel est compreendida entre os de 400nm a 750nm. A energia em determinado diferente, caracterizando as varias cores que a

luz possui.

Tubo gasoso, submetido DDP, a luz passa por um orifcio, sendo refletida em um prisma e decomposta em um anteparo. Balmer e Rydberg observaram para o tomo de Hidrognio as linhas do espectro atmico.

1/=R. zero. 1/n; R = cte de Rydberg, n>2 Srie de Balmer, para o tomo de H.o Bohr relacionou a teoria quntica de Plank e a dos eltrons fora do ncleo, de Rutherford. A teoria de Bohr levantava as seguintes hipteses:

1. Orbita circular em torno do ncleo de Hidrognio;2. O eltron do Hidrognio s pode ocupar certo nvel de energia;3. En = R. h. c/n; En = energia em dado nvel, n = rbita.4. E= Ef-Ei a diferena nos nveis corresponde a 1quantun de energia

E = - R(1/nf - 1/ni) Explica o espectro atmico de raios pela transio dos eltrons nos diferentes nveis.Para deslocar o eltron de um nvel a outro necessrio o uso de 1 quantun de radiao.

medida que aumente a energia, diminui a distncia entre os nveis, o que justifica os espaamentos das linhas no espectro de raios.

Um eltron ou um tomo permanecem em seu nvel de energia mais baixo, a menos que seja perturbado. A energia absorvida ou emitidaquando o eltron passa de um nvel a outro.

Polmica entre 1913 e 1925:o Broglie (1923) props que a exemplo da luz, que apresenta propriedades de partcula, o eltron tambm possa ter propriedades ondulatrias. =

h/mv; mv= momento linear.

Deduzindo: pela teoria da Relatividade, E = mc e pela equao de Plank E = hc/. Igualando as equaes: mc = hc/ = h/mc

=h/mv ; c = velocidade da luz.

o Princpio da Incerteza de Heisenberg: Heisenberg estava interessado em descobrir erros em medidas experimentais. Qualquer medida tem um erroembutido. Heisenberg coloca que impossvel ver a posio e o momento (mv) de uma partcula com a mesma exatido. Todo ato de medir

perturba o sistema.x .(mv) h/ 4; (mv) = impreciso da velocidade.

Preciso exatido.

Em um tomo no podemos determinar com exatido a trajetria e a energia de um eltron, visto que possvel saber a energia do eltron, masno sua localizao. A fim de que se possa visualizar um eltron, necessria iluminao, no entanto a emisso de ftons perturba o sistema e o

eltron muda de posio.

Modelo mecnico quntico do tomo de hidrognio:o Todas as partculas descritas em equaes de onda, as quais so requisitos matemticos para representao do movimento do el tron. As equaes de

onda atribuem s formas e as energias das ondas eletrnicas. O quadrado da funo de onda indica a regio de maior probabilidade de

encontrar um eltron.

o Ondas estacionrias vibram em 2 limites, apenas com valores inteiros para as cristas. como se o eltron fosse propagado em uma caixa modelode partcula na caixaj que no sai do tomo, sendo similar a uma onda estacionria. Dentro da caixa no h contato entre eltron e ncleo, tendo

energia potencial = 0, diferente da energia nas paredes que = .

v = (z/L)/. sen (nx/L) ; n deve ser inteiro. Esta equao representa o movimento de uma corda vibrando, e pode ser usada pararepresentar o movimento de um eltron em um tomo.

En = n . h/8mL ; L= tamanho do tomo. Esta equao mostra porque a energia de um eltron quantizada. Variando o tamanho do

tomo, h variao da energia.

A fora de atrao entre prton e eltron, quando ambos apresentam a mesma carga demonstrada pela equao: E= -e/4o.r; r=distnciaentre as cargas,

= permissividade no vcuo.

Para cada nvel energtico possvel identificar a equao de onda no tomo de hidrognio. Isso no muito fcil em tomos maiores. Paratomos maiores no so encontradas equaes de onda.

o Orbital atmico uma funo de onda. No existe como entidade fsica. Cada orbital definido por uma equao de onda, por uma energia e poruma regio de maior probabilidade de encontrar o eltron, ou seja, apresenta energia, distribuio e densidade eletrnica caracterstica.

O orbital uma espcie de linguagem para especificar dado eltron com dada funo de onda. Coordenadas polares:

Para n = 1; (, ) = cte; funo de (R,, ) (R) = distncia entre o ncleo e o eltron (radial) (, ) =

como est no espao regio de maior probabilidade de encontrar o eltron (angular).

Para n = 2 em diante (R) = varivel; (,) = cte; - (R) = cte; (,) =3 valores.

o Quando um eltron atrado pelo ncleo ele repelido pelos demais eltrons, isso o fenmeno da blindagem. O eltron seria menos atrado peloncleo sem a influncia dos demais eltrons.


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A carga nuclear efetiva Zef= Z(n atmico) - blindagem. Nmeros qunticos:

oO nmero quntico principal equivale parte radial da equao de onda, enquanto os demais nmeros qunticos equivalem parte angular.oOs 4 nmeros qunticos, devido ao fato de serem representantes de equaes de onda, necessitam de um padro para que sejam si gnificativos. Nmero quntico principal (n): consequncia do eltron ser uma onda estacionria. Justificado pela teoria de partcula na caixa. No pode ser

zero, caso fosse o eltron estaria no ncleo.

n = 1, 2,3... apenas valores inteiros. Representa a distancia mdia entre o eltron e o ncleo. Quanto maior n, mais afastado ser o eltron do

ncleo. (Equivale as camadas K, L, M, N, O, P, Q)

Nmero quntico do momento angular, ou secundrio (l): vai definir a forma do orbital.l = 0, 1, 2, 3,..., n-1. Os valores possveis de l dependem de n:

1. Se n = 1, l= 0 orbital s.2. Se n = 2, l = 0 e l = 1 orbital p.3. Se n = 3, l= 0, l = 1 e l = 2 orbital d.4. Se n = 4, l = 0, l = 1, l = 2 e l = 3 orbital f.5. Se n = 5, l = ... segue a ordem alfabtica dai por diante.

Nmero quntico magntico (m): define a regio no espao com maior probabilidade de encontrar o eltron.m = 0, 1,2,3, ... Os valores de m dependem de l:

l= 0, m = 0; l =1, m = 0,1; l = 2, m = 0,1 e 2.

Nmero quntico do spin eletrnico: est associado ao movimento de rotao do eltron em torno de seu prprio eixo, o que gera um campomagntico:

ms = .

o Princpio da excluso de Pauli: em um tomo no existem 2 eltrons com a mesma funo de onda, ou seja, em um mesmo orbital s cabem 2 eltronscom spins diferentes.

o A forma dos orbitais: Orbital S: n=1 e l=0. A parte angular dessa funo de onda constante, logo a probabilidade de encontrar o eltron depende a penas da distncia.

A probabilidade a mesma em todas as regies do espao, a partir disso a forma do orbital S similar a uma esfera. medida que se aumenta

n, aumenta-se tambm o tamanho do orbital, e consequentemente a organizao de esferas em cadeia. 1s = 1 esfera, 2s = uma esfera dentro da

outra e assim por diante. A regio de intercesso das esferas chamada de n da funo de onda, visto que nela no h probabilidade de

encontrar eltrons. Orbital P: apresenta forma de altere, visto que o orbital cortado por um plano imaginrio - plano nodal que passa pelo ncleo e divide a

regio de densidade eletrnica pela metade. Os eltrons se movimentam em ambos os lados do haltere, mas sem passar pelo n.

Lobo do orbital

x y

Orbital D: apresenta forma de trevo de 4 folhas. transpassado por 2 planos nodais. Pode apresentar a conformao dz 2(com 2 lobos e anel dedensidade eletrnica); dxy (lobos entre os eixos) e dx2-dy2(lobos sobre os eixos).

Orbital F: apresenta forma complexa e 3 planos nodais. O nmero de l determina o nmero de planos nodais.

o A carga nuclear efetiva Zef experimentada pelo eltron sempre menor que a carga nuclear nominal, pois as repulses entre eltrons trabalham contraa atrao do ncleo.

o Orbitais penetrantes so aqueles em que o eltron penetra atravs de camadas intei ras, podendo ser encontrado em regies muito prximas ao ncleo.o A funo da distribuio radial demonstrar regies preferenciais, nas quais o eltron pode ser encontrado. a distribuio das distncias do eltron

do ncleo.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Diagrama de Pauling

Preenche-se as camadas prximas ao ncleo. No se pode ocupar uma camada, se anterior no for ocupada.

Regra de Hund: para orbitais degenerados (com a mesma energia) a configurao mais estvel aquela com maior nmero de eltronsdesemparelhados.

A distribuio eletrnica determina as propriedades qumicas do elemento. definida como lista de todos orbitais ocupados e o n eltrons quecontm.

Notao espectroscpica: utiliza a configurao do cerne de gs nobre.Fe: [Ar]4s23d6 C: [He]2s22p2

Notao de caixa de orbitais:


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C: [He]

2s 2p

No estado excitado algum orbital no est completo. Tabela Peridica: Composta por colunas de 1 18, representando os grupos, e colunas de 1 7, representando as camadas.1s

2s 2p

3s 3p

4s 4d 4p

5s 5d 5p

6s 4f 6d 6p

7s 5f 7d 7p

Metais Metais de Transio Calcognios,

Alcalinos Halognios e gases nobres

o Determinar a configurao eletrnica a partir da posio na tabela:C: [He] 2s22p2

2 perodo, e os expoentes que somam 4 determinam o grupo 4.

o Na parte inferior da tabela h anomalias peridicas, as quais podem ter relaes com a energia do orbital.o Zef carga nuclear efetiva: F = (1s)2 (2s2p)7 = (6x0.35)+(2x0.85)=3.8

Propriedades peridicas:o Carga nuclear efetiva aumenta no sentido 1 17, e o tamanho do tomo diminui. Aumenta o tamanho quanto maiores forem as camadas, visto

que aumenta o nmero de eltrons

Aumenta tamanho do tomo

Em um mesmo perodo o tamanho do tomo neutro diminui

Ction < neutro < nion.

o O nmero atmico:Diminui, conforme aumentam os grupos.

Aumenta, aumenta conforme aumentam as camadas.

o Energia de ionizao (EI): a energia necessria para retirar 1 eltron do estado fundamental, na fase gasosa. A segunda energia de ionizao sempremaior, visto que os eltrons devero ser retirados do cerne de gs nobre.

Aumenta, conforme os grupos, bem como a carga nuclear efetiva.

Diminui conforme as camadas, pois os eltrons vo se distanciando do ncleo, reduzindo sua atrao. uma reao

endotrmica!

Ex: Naaq Na+ + 1eltron EI

[Ne]3s1 [Ne]

o O ction vai ser sempre menor que o tomo no estado fundamental, pois perde eltrons, e o nion sempre maior, pois recebe el trons.o Raio atmico:

Aumenta, em direo aos primeiros grupos.

Aumenta conforme aumentam as camadas

o Quanto aos metais de transio, os eltrons sairo dos subnvies 4s, 5s ou 6s, pois estes apresentaro menor carga nuclear ef etiva.Mn Mn+ + 1 eltron

[Ar]4s23d5 \[Ar]4s13d5

Mn=(1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 (3d)5 (4s)2


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Orbital 4s: Zef= (1x0.35) + (13x0.85) + (10x1) = 21,4; Z=25; 25-41,4= ef=3.6

Orbital 3d: Zef= (4x0.35) + (18x1)= 19,4; 25-19,4= ef= 5,6

Logo, como a carga nuclear efetiva do orbital 3d maior que a do 4s, a tendncia do or bital 4s perder o eltron, visto que sua ligao com o ncleo no

to forte.

o Afinidade ao eltron: a energia liberada ou absorvida por um tomo neutro, no estado fundamental, na fase gasosa, ao recebe r 1 eltron.Aumenta conforme aumentam os grupos.

Fe: [He] eltron recebido

2s 2p Como o ncleo tem alta fora positiva acomoda bem esta carga extra, mas o mesmo no aconteceria

se fosse adicionada uma segunda carga extra, pois esta entraria em um nvel muito distante do ncleo.

O ingresso da carga extra causa perturbao no sistema, absorvendo energia para acomodar a carga extra.

o A energia de ionizao (EI) e a afinidade ao eltron (AE) determinam os tipos de ligaes e de compostos formados por determinados tomos. Ligaes qumicas: Determinam a estrutura molecular e o arranjo tridimensional dos tomos no espao. Ligao qumica a fora que mantm os tomos unidos em uma molcula ou composto. Eltron de valncia so os eltrons das camadas mais externas e que participam das ligaes qumicas interagindo com eltrons de outros elementos. Dependendo da posio dos tomos na tabela eles podem receber doar ou compartilhar eltrons. Estrutura + ligao = comportamento qumico. como a matria se comporta e interage. Importante na busca pela estabilidade da molcula ou composto. A energia dos tomos ligados maior.

Quando dos 2 tomo esto separados o ncleo A sente a presena do ncleo B, e vice-versa. Aproximam-se, mas no de maneira infinita, visto que os

prprios ncleos podem apresentar repulso caso estejam prximos demais.

Comprimento da ligao = distncia mnima entre 2 ncleos em uma ligao qumica. A repulso deve ser mnima e a atrao mxi ma. Ligao Inica: envolve metais alcalinos e alcalinos terrosos, visto que estes apresentam baixa afinidade ao eltron e energia de ionizao, com os

halognios, que possuem altas.

o A estrutura tridimensional de uma ligao inica uma rede cristalina, logo so slidos a temperatura ambiente, pois apresentam altos PF.o A ligao inica oriunda da atrao eletrosttica por ons de cargas opostas.o Compostos inicos so bastante solveis em gua.o No existem molculas para a ligao inica e sim slidos ou compostos inicos.o O composto inico apresenta mesma proporo de ctions e nions.

Ex: NaClNa(s) + Cl2(g) NaCl(s) H0f = -410,9 KJ - Reao exotrmica

Na(s) Na+ + e- Uma vez que espcies como NaCl

Cl(g) + e- Cl- entrem em contato, haver

Na(s) + Cl(g) NaCl transformao em ctions e nions em soluo

aquosa.

o Na ClAfinidade ao eltron alta o eltron migra do Na para o Cl

Energia de ionizao baixa

1 etapa

Formao do par inico Na+/ Cl- Liberao de 449 KJ 2 etapa

A energia de ionizao do Na+ = +495 KJ\mol.

A afinidade ao eltron do Cl- =-348 KJ\mol variao de -302 KJ, logo 75% doH0f.

Essa diferena a energia de arranjo cristalino, ou energia de rede, que representa a maior parte da energia liberada, que faz com a energia liberada na

ligao seja de -410,9 KJ. Essa energia de rede advm do fato que o arranjo tridimensional dos tomos na ligao reduz ainda mais a energia do

sistema.

Definese energia de rede como: a energia necessria para separar completamente 1 mol de um slido inico em ons, no estado fundamental, na fase

gasosa.

Quanto maior a energia de rede ou reticular, maior a estabilidade do composto inico.

o Ciclo de Born-Haber: observao das equaes envolvidas na formao de um slido inico.1. Na(s) Na(g)Hsublimao= +92Kj\mol no estado gasoso h AE e EI2. Cl2(g) Cl(g)H= +121 KJ\mol dissociao da molcula3. Na(g) Na+(g) + 1e- EI =H= +496 KJ\mol


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4. Cl(g) + 1e- Cl-(g) AE =H= -349 KJ\mol5. Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)Erenergia reticular=H = -771 KJ\mol deduzida pela diferena entre o valor experimental e os valores acima de

H

6. Na(g) + Cl2(g) NaCl(s) Hformao = -441 KJ\molH1 +H2 +H3 +H4 +H5 =Hreao [+92+ 121 + 496 + (- 349) +H5] = -411KJ\mol

-771 KJ\mol

o A energia reticular no exclusiva de compostos inicos.o Para formar Na2Cl h muito gasto de energia, visto que a 2 EI do Na (presente no cerne de gs nobre) muito alta, no sendo compensada na formao

de compostos inicos, logo Na2Cl no existe.

o O fato da energia de rede ser to alta implica nos slidos inicos serem quebradios, apesar de muito duros. Isso se explica pelo fato de muita fora sernecessria para que os tomos deslizem e encontre nions, o mesmo para os ctions, culminando no estilhaamento do slido pelas foras de repulso.

Ligao Covalente: formada entre os metais do grupo P (grupos 13 a 17) e pelos metais de transio. Acontece pelo compartilhamento do par eletrnico por2 tomos. to forte quanto a ligao inica.

Ex: representao do H2 HH

o Formam molculas!o Estrutura de Lewis: mostram como os eltrons tendem a se distribuir na molcula.

o Os pares eletrnicos que esto acima do oxignio representam pares isolados, os quais ajudam na determinao da geometria damolcula, alm de interferir nas propriedades fsicas e qumicas.

o Montagem da estrutura de Lewis:1. Quantos eltrons de valncia na molcula: Ex: H2O O = 6 e-; 2H = 2 e - total de 8e- de valncia na molcula 4 pares possveis de

compartilhamento.

2. Escolher o tomo central, geralmente o que possui maior n de eltrons para serem compartilhados. Os pares restantes ficam acima do tomocentral.

3. Observar se os elementos esto obedecendo a sua regra do octeto.o BF3:

1. B= 3 e- + 3F = 3x7e- = 24 e- ou 12 pares

2. configura um cido de Lewis.3. O octeto do Boro no est completo, alm do fato dos halognios no fazerem dupla ligao. No entanto, o Boro se estabiliza com 6 eltrons

o NO2:1. N = 5 e- + 2O =2x 6e- = 17 e-, logo 8 pares + 1e- ( esse eltron que sobra justificado pela baixa afinidade ao eltron do nitrognio em relao

ao oxignio.

2. eltron desemparelhado sobre o nitrognio, torna a molcula NO 2 altamente reativa. o chamadoradical livre.

o A regra do octeto vale apenas para C, O, N e F, portanto, no uma regra e sim uma exceo. No h como absorver mais de 8 eltrons, visto que o 2perodo apresenta apenas orbitais S e P, disso que se trata o octeto. O mesmo no acontece do 3 perodo em diante que j a presenta orbitais S, P e D,

podendo absorver mais de 8 eltrons.

o SF6:1. S = 6 e- + 6F = 6x7 e - =48 e- ou 24 pares

2. esta configurao se justifica pelo fato do Flor s fazer uma ligao.


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3. O octeto apresenta uma expanso, na qual h 12 eltrons no tomo central.o Quando a molcula um on, na etapa 1 da montagem da estrutura de Lewis, soma-se a quantidade de eltrons se for um nion e subtrai se for um ction.

Quando for adicionado 1 e - (nion) tal eltron entra no tomo que no completou seu octeto.

NO2+:1. N = 5 e- + 20 = 2x6 e - - 1 e- = 16 e- ou 8 pares

2. + como um on fica entre colchetes com a carga no lado externo no colchete.3. Como o octeto do Nitrognio no est completo, fazer ligao dupla.

BF4-:1. B = 3 e- + 4F = 4x7 e- + 1e- = 32e- ou 16 pares

2. - como um on fica entre colchetes com a carga no lado externo do colchete.o Comprimento da ligao: a distncia de 2 tomos ligados. Vai ser determinado pelo tamanho dos tomos. Conforme a ordem de ligao (ligao

simples, dupla ou tripla) aumenta, a molcula encurtada. O comprimento depende da molcula toda e no apenas dos tomos que esto ligados.

o Ordem de ligao o n de pares eletrnicos compartilhados pelos tomos ligadoso Energia de ligao a energia liberada na formao de uma ligao, com seus componentes na fase gasosa. Energia de dissociao a energia necessria

para o rompimento homoltico (cada tomo vai para um fragmento da molcula) da ligao.

A fora da ligao depende dos elementos envolvidos. Em geral ligaes duplas ou triplas so mais fortes que as simples.Aumenta conforme o aumento da ordem de ligao.O conhecimento das energias de ligao permite saber se a energia absorve ou libera energia.

Eletronegatividade: explica algumas propriedades de algumas molculas e as caractersticas de suas ligaes qumicas.Ex: HCl, a densidade eletrnica est sobre o Cl Como o do Cl negativo, h o

+ - + diz respeito pobreza de eltrons deslocamento da nuvem de e-

HCl - diz respeito riqueza de eltrons em direo ao Cl.

Forma um dipolo eltrico.

o Mesmo ligados os tomos apresentam muito de suas caractersticas de quando isolado.Ex: Cl tem alta afinidade aos eltrons, tendendo a atrair para si os eltrons da ligao.+ - Como o Cl possui alta afinidade ao eltron vai configurar uma

HCl ligao covalente polar.

Momento dipolo

o Todo composto polar apresenta ligaes covalentes polares e determinada geometria, logo no somente o carter da ligao covalente que vaideterminar a polaridade da molcula.

o Eletronegatividade () de um tomo em uma molcula diferente do tomo isolado afinidade ao eltron. Significa a medida da capacidade de umtomo atrair para si os eltrons da molcula, em uma ligao covalente.

O Flor o elemento mais eletronegativo (=4,0) e o Csio o menos (=0,79). dada pela razo entre carga e volume.

Elementos do 2 perodo so mais eletronegativos que os demais por serem menores.A eletronegatividade:

Aumenta

Aumenta

Ex: LiF= (41)= 3ligao inica.F2 = 0covalente apolardensidade eletrnica bem distribuda.

HF= (42.1) = 1.9covalente polar (densidade eletrnica maior no polo F e menor no polo H).

A eletronegatividade surge da dificuldade de encontrar o eltron.

Carter da ligao

prximo de 0 Covalente apolar

prximo de 2 Covalente polar

prximo de 3 Ligao inica


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o N de oxidao a carga que o elemento teria, caso todas as suas ligaes fossem inicas. No a carga real, mas funciona muito bem para balancearequaes redox.

Ex: KMnO4 composto com caractersticas inicas, mas a poro de nion (MnO4-) apresenta caractersticas covalentes.O calculo do NOX diz a tendncia da densidade eletrnica.Carga atmica formal (Caf) a carga de um tomo, supondo que todas as suas ligaes sejam covalentes. A soma das Cafs de cada tomo deve ser

igual carga do on

Caf = (n de valncia do tomo)(n e- nos pares isolados) (n de e- compartilhados)

e- disponveis para ligao

Ex: NO3-, pelo NOX N=+5.

CafN = 50(8)= +1

Compartilha 8e-, ou 4 pares

CafOdupla= 64 (4)= 0; CafOsimples= 66 (2)= -1( para cada O de ligao simples)

A carga atmica formal traz mais realismo busca pela densidade eletrnica. tambm uma maneira de determinar quando h estruturas deressonncia, e quais dessas estruturas so mais representativas no tomo.

As estruturas de ressonncia so tentativas de representar uma estrutura real, que a misturas de vrias possibilidades extremas. Podem possuirmodelos idnticos de ligao covalente, podendo ou no ter a mesma energia.

Ex: CO2, apresenta 2 estruturas de ressonncia

Carga atmica parcial formalCafp= (n de valncia do tomo)(n e- nos pares isolados) (a/

a+

b) (n de e- compartilhados)

CafpO= 64(3,5/3,5 + 2,5)(4) = - 0,33 CafpC= 40(2,5/2,5 + 3,5)(4) = 0,16

carbono

A prpria oxignio

Estequiometria: marca a transio da alquimia para a qumica modernaLei de Lavosier: na natureza nada se cria, nada se destri, tudo se transforma.

oTrata-se de proporo linear, cabendo a utilizao de regra de 3.oNutrons ajudam na estabilidade do ncleo e na determinao do nmero de massa. A= nmero de massa, Z=nmero atmico

AXZoIstopos 1H1 , 1H2 , 1H3. Respectivamente hidrognio, deutrio e trdio. 6C12 , 6C13 , 6C14, respectivamente existem 98, 892%, 1,108% e 1 em 1012

Abundncia isotpica.

oC12 o 12 representa 12 unidades de massa. 1 unidade de massa(u)= 1,66054x10-24 Foi guia para a descoberta das massas dos outros elementos, atravs daproporo.

oMOL o conceito que liga o mundo macroscpico ao microscpico. 1 mol de qualquer substancia contm tantas unidades elementares ( tomos,molculas, ons, eltrons, ftons, etc) quanto as unidades existentes em 12 g de C

12, no importando a substancia. 12g de C12 contm 6,02 x 1023

molculas.

oMassa molar (peso frmula): corresponde a massa de 1 mol de determinada substancia.NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol NaCl Na+ + Cl-

1mol 1mol 1 mol

6,02 x 1023 6,02 x 1023 6,02 x 1023

58,5g 23g 35,5g

oNH3 = 17g/mol%N = 14/ 17 x 100 =82,3 % % H= 10082,3% = 17,7%

oN de mols = massa em gramas/ Massa molar

Na primeira estrutura a Caf do O e do C so =

0, refletindo uma maior proximidade da

molcula. J na segunda estrutura o O= +1 e o

C=0, refletindo uma maior eletronegatividade

do O. No entanto essa estrutura mais

improvvel.


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1.Borohidratos, compostos contendo apenas Boro e Hidrognio, formam uma longa classe de compostos. Um deles consiste em 78,4% de B e 21, 86% de H.Sua massa molar de 27,7 g/mol, quais a frmulas molecular e emprica desse composto.

Em 100g temos: 78,4g de B e 21, 86 g de H. N de mols B= 78,4 / 10, 81 = 7, 23 mols. N de mols H=21,86 / 1, 008 = 21, 7 mols

Nmols H /N mols B = 21,7/ 7, 23 aproximadamente uma proporo 3:1, podendo deduzir a frmula emprica com BH3, no entanto BH3 corresponde apenas

a metade da massa, logo a frmula molecular 2B3.

A frmula molecular a proporo entre os tomos!

2.Vanilina um agente flavorizante comum, odor de baunilha. Possui uma massa molar de 152 g/mol, sendo constituda por 63,15% de C, 5,3% H e o restantede O. Quais so as frmulas molecular e emprica?

Em 100 g temos: 63,15 g de C, 5,3 g de H e 31,55g de O. N mol C= 63,15 / 12 = 5, 26 mols. N mols H= 5,3 / 1,008= 5,26 mols. N mols O= 31,55 / 16 =

1,972 mols. N mols C / N mols O = N mols H / N mols O = 2, 67 = 2 + 2/3 = 8/3, logo C8H8O3 a frmula emprica

3.Que massa de alumnio metlico necessria para reagir com 10 Kg de Cr2O3, para produzir Cr metlico, e qual a massa de Crformada?2Al(S) + Cr2O3 (S) Al2O3 (S) + 2Cr(L) Dados: MM Al = 27g/mol; MM Cr2O3 = 152 g/mol; MM Al2O3 = 102 g/mol; MMCr = 52 g/mol

N de mols de Cr2O3 = 10000 / 152 = 65,8 mols

2 mols Al 1 mol de Cr2O3 1 mol de Cr2O3 2 mols de Cr 131,6 mols x 27 g/mol = 3553,2 g de Al

X mols 65,8 mols 65,8 mols Y 131,6 mols x 52 g/ mol = 6843,2 g de Cr formado

X= 131,6 mols de Al Y = 131, 6 mols de Cr

4.Tetracloreto de titnio TiCl4 um importante produto qumico, dentre outros usado na fabricao de TiO 2, que um pigmento branco. TiCl4 obtido dominrio de TiO2.

TiO2 (S) + 2 Cl2 (G) + C(S) TiCl4 (S) + CO2 (G) Se fizermos a reao com 125 g de Cl e 125 g de C com uma quantidade de minrio, qual a

quantidade de TiCl4 obtida? Dados: MM Cl2 = 71 g/mol; MM C = 12 g/mol; MM TiCl4 = 189,9 g/mol

N mols Cl2 = 125/ 71 = 1,76 mols N mols C = 125/ 12 = 10,4 mols Pela estequiometria da reao: N mols Cl2/ N mols C = 1,76 / 10,4 = 0,17

Pelos coeficientes da reao: N mols Cl2/ N mols C = 2/1 . Com isso percebe-se que o Cl o reagente limitante.

2 mols de Cl2 1 mol de TiCl4 1mol de TiCl4 = 189,9; 0,88 x 189,9 = 167 g de TiCl4 obtido.

1,76 mols X

X= 0.88 mols

5.Qual a massa de ureia que pode ser obtida quando 14,5 Kg de NH3reagem com 22,1 Kg de CO2?2 NH3(G) + CO2(G) OC (NH2)2 (S) + H2O(L) Dados:MM NH3 =17 g/mol ; MM CO2 = 44g/mol ;MM OC (NH2)2 = 60 g/mol

N mols NH3= 14.500/ 17 =853 mols N mols CO2 = 22.100/ 44 = 502 Pela estequiometria da reao N mols NH3 / N mols CO2 = 853/ 502 = 1,7

Pelos coeficientes da reao N mols NH3 / N mols CO2 = 2/1, com isso percebe-se que NH3 o reagente limitante.

2 mols deNH3 1 mol de OC (NH2 )2 1 mol de OC (NH2 )2 = 60 g/mol, 426,5 mols x 60 g/mol= 25590 g

853 mols X

X= 426,5 mols de OC (NH2 )2

6.Em um frasco de reao h 5, 77 g de fosforo branco P4 e 5,77g de O2. A primeira reao que ocorre a formao de P4O6.1 P4(S) + 3O2(G) P4O6(S) Se O2 suficiente, a reao prossegue com formao de xido de fsforo 5.

2 P4O6(S) + 2O2(G P4O10 ( S) Qual a massa de P4O6 produzida? Dados: MM P4 = 31 x4 = 124 g/mol; MM O2 =32 g/mol

N molsP4 = 5,77/ 124 = 0,046 mols N mols O2 = 5,77/ 32= 0,18 Pela estequiometria da reao: N mols P4 / N mols O2 = 0,046/ 0,18 = 0,2

Pelos coeficientes da reao : N mols P4 / N mols O2 = 1/3, com isso percebe-se que o P4 o reagente limitante da reao, logo h O2suficiente para dar

prosseguimento a reao.

1 P4(S) + 3O2(G) P4O6(S) 1molP4 3 mols de O2 logo sobraram 0,042 mols de O2 para a 2 reao

0,046 0,18 0,046 0,046 mols X

X = 0,138 mols de O2 reagiram

2 P4O6(S) + 2O2(G P4O10 ( S) 2 mols de O2 1 mol deP4O10 1 mol deP4O10 = 284 g/mol

0,046 0,042 0,046 agora o O2 o reagente limitante 0,042mols Y 0,021 x 284 = 5,9 g

Y= 0,021 mols

Geometria molecular a disposio/ arranjo dos tomos no espao. importante, pois vai determinar como a molcula vai reagir. Baseada na Teoria daRepulso dos Pares Eletrnicos na Camada de Valncia - os tomos devem estar o mais afastados possvel do tomo central, reduzindo a repulso. Nesta

teoria, consideram-se os pares compartilhados e os isolados, ignorando as ligaes duplas e triplas, considerando-as como ligaes simples. Inicialmente

considera-se que no h pares isolados no tomo central, portanto a geometria adotada a que tem menor repulso entre os pares eletrnicos.


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o A geometria dada a partir da posio dos ncleos dos tomos que visa a repulso mnima, em 5 formas possveis:

As geometrias angulares surgem da

existncia de pares isolados no tomo

central, diferente das geometrias

planas.

Os pares isolados no tomo central

determinam os diferentes ngulos de

ligao.


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o Ex: SO2 - sua ligao dupla considerada simples, considerando a geometria dos pares uma molcula de geometria trigonal, mas como h paresisolados, a geometria molecular no os considera, sendo uma molcula de geometria angular.

o NH3: pela geometria dos pares uma molcula tetradrica, pois apresenta 3 pares compartilhados e 1 par isolado, mas pela geometria molecular, queno considera os pares isolados, uma molcula piramidal.

o Considerando a geometria dos pares e a molecular, h outras geometrias como: bipiramidal gangorra (1 par isolado), forma de T ( 2 pares isolados) elinear ( 3 pares isolados); octadrica pirmide de base quadrada ( 1 par isolado) e quadrado (2 pares isolados).

Ex: PCl5

Ex: SF4

Ex: ClF3

Ex: XeF2

Ex: SF6

Ex: BrF5

Ex: XeF4


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o Para a geometria Bipirmide Trigonal h posies para os tomos perifricos:

o Quanto maior o n de pares isolados maior o ngulo de ligao.o Molculas polares e apolares: a polaridade de uma molcula determinada pela geometria, indicando a soma vetorial dos momentos dipolares. Uma

molcula e apolar quando seus momentos dipolares se anulam. Ex: CO 2 - apesar de apresentar ligaes covalentes polares, uma molcula apolar,

pois os oxignios puxam os eltrons para si e anulam o momento dipolar. Quando a soma vetorial dos momentos dipolares for diferente de 0, a

molcula polar.

Teoria da Ligao de Valncia (TLV): explica a formao da ligao qumica atravs da superposio dos orbitais de 2 tomos.

o Ao traar uma linha imaginria entre os ncleos dos tomos ligados o eixo da ligao - pode-se determinar se a ligao ou . Na ligao oeixo da ligao atravessa a regio de densidade eletrnica, onde est o par eletrnico est entre os ncleos dos tomos superposio frontal. Naligao o par eletrnico no est entre os ncleos dos tomos - superposio lateral.

o

o Orbitais Hbridos:Ex: C : 1s22s22p2 O composto mais simples na natureza o CH4, no qual o carbono ao fazer 4 ligaes utiliza os

eltrons j emparelhados do orbital 2s2. Isso explicvel pelo fato de uma hipottica molcula de CH2 ser energeticamente desfavorvel.

o Os orbitais S,P,D e F so os orbitais atmicos puros, podendo ser misturados ( suas funes de onda) matematicamente. Os orbitais hbridos refinam a

estrutura atmica de modo a compreender como os tomos se ligam, geralmente as misturas acontecem entre: S-P, S-D e P-D.

o Os orbitais hbridos apresentam tamanhos diferentes em relao aos orbitais puros.

SP3 faz 4 ligaes qumicas, utilizando 1 orbital s e 3 orbitais p. Novas funes de onda sp3 com lobos pequeno e grande, estando os orbitaisvoltados para os vrtices de um tetraedro, o que explica a geometria do metano. Se os ngulos de ligao se aproximarem/forem dos ngulos de

um tetraedro, a hibridao sp3.

PCl5 O par isolado de molculas com geometria

dos pares Bipiramidal est presente na

posio equatorial, visto que uma

disposio de menor energia.

Quanto maior a rea de superposio, mais forte ser a ligao

qumica proporcional extenso da superposio do orbital. Na

rea de superposio h sempre 1 par de e-

Superposio frontal do orbital 1s do H com o orbital 2p

incompleto do F, sendo uma superposio s-p.

Superposio frontal dos orbitais 2p incompletos de cada tomo

de F, formando uma ligao , numa superposio p-p.

No metano o ngulo da ligao de 109, 5, e se existisse um CH2o ngulo seria de 90, pois estaria

sob os eixos coordenados. A existncia do CH 4 vai ser explicada pela utilizao de um refinamentomatemtico do modelo atmico, que so os ORBITAIS HBRIDOS.

o lobo maior dos orbitais hbridos aglutinam a regio de densidade eletrnica,

estando efetivamente envolvido na ligao.

O nmero de orbitais atmicos que se misturam devem dar origem ao mesmo

nmero de orbitais hbridos.


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2p

E 2s Hibridao 4 orbitais sp3

com energia de valor intermedirio

Alm do Carbono, o Nitrognio e o Oxignio sofrem hibridao sp3.N: [He] 2s

22p

3- NH3 4 ORBITAIS SP

3

O: [He] 2s22p

4H2O

SP2Faz 3 ligaes qumicas, utilizando 1 orbital s e 2 orbitais p, estando 1 orbital p inalterado. Os orbitais sp 2 esto voltados para os vrtices deum tringulo com ngulo de ligao de 120. O orbital inalterado fica perpendicular a o plano da molcula

Ex: BF3O Boro sofre hibridao sp2. B: [He] 2s22p1o orbital s se envolve na ligao e h um orbital p inalterado na ligao.

orbital inalterado

2p

E

2s Hibridao 3 ORBITAIS SP2

2p

E

2s Hibridao 4 orbitais SP3

Par isolado NH3

SP Faz 2 ligao qumicas, utilizando 1 orbital s e 1 orbital p. Os lobos dos orbitais esto voltados 180 um para o outro, configurando umageometria linear.

Ex: BeCl2o Berlio sofre hibridao sp. Be: [He] 2s2

2p

E

2s Hibridao 2 orbitais SP

o Hibridao com orbitais Dtrata-se de um caso de expanso do octeto. Relao entre hibridao e geometria:

Sp Sp2

Sp3

Sp3d Sp

3d

2

Linear Trigonal Tetraedro Bipirmide trigonal Octaedro

Sp3d PCl53s2 3p3 3d Hibridao

Sp

3

d PCl5

3s2 3p3 3d

Bipirmide trigonal

Carbono

O BF3 , por sua deficincia em eltrons, caracteriza-se como cido de Lewis. O par isolado da NH3

no orbital sp3se sobrepe sob o orbital sp

2vazio do Boro, desencadeando mudanas na hibridao do

Boro de sp2para sp

3. O Boro s vira sp3 com espcie externa ocupando o orbital vazio.

BF3 + NH3 H3N - BF3 ADUTO DE LEWIS


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Sp3d2SF6

3s2 3p4 3d Hibridao

3s2 3p4 3d

Octaedro

o Ligaes mltiplasligaes so as mais fortes e mantm a estrutura da molcula. Ex: Etano5 ligaes e 1 ligao . A ligao permite livre rotao da molcula, o que no acontece com a ligao , pois no h como torcer

uma nuvem de densidade eletrnica.

2p

E

2s Hibridao 3 ORBITAIS SP2

Teoria dos OrbitaisMoleculares (TOM): o eltron percebido como uma onda, diferentemente da TLV na qual tratado como partcula.oA ligao qumica produto da combinao linear dos orbitais atmicos (AO), gerando os orbitais moleculares (OM), pertencendo molcula como

um todo, e no apenas a tomos envolvidos.

oEsta teoria explica a radiao eletromagntica e as propriedades magnticas.oA combinao linear um fenmeno de interferncia, no qual duas ondas, neste caso 2 orbitais atmicos, podem estar em fase no que se caracteriza como

interferncia construtiva, na qual a onda resultante so os orbitais moleculares ligantes, ou apenas 1 dos orbitais atmicos est em fase no que se caracteriza

interferncia destrutiva, no qual h a passagem pela origem dos eixos n.

oTomando a molcula de H2 como exemplo: h a combinao linear dos orbitais 1s de cada tomo de H. Os 2 orbitais atmicos 1s ao se combinarem formam2 orbitais moleculares. Os 2 orbitais 1s formam uma nova funo de onda.

A presena do eltron bloqueia a repulso entre os ncleos favorecendo a ligao, sendo chamada de orbital molecular ligante. Vai apresentar a zona de

densidade eletrnica atravessada pelo eixo da ligao. A presena do n impede a densidade eletrnica entre os ncleos intensifica a repulso entre os

ncleos, desfavorecendo a ligao, sendo chamada de orbital molecular antiligante. No h total impedimento, mas menor probabilidade de formao daligao. Ambos os orbitais moleculares ligante e antiligante coexistem na mesma molcula.

oO diagrama de energia identifica os diferentes nveis de energia na molcula. No simtrico. A energia dos orbitais muito menor que a energia dosorbitais

*. O diagrama deve ser preenchido a partir do orbital de menor energia, obedecendo a Regra de Hund e o Princpio da Excluso de Pauli. Nem

Como ambos os carbonos do eteno tem hibridao sp2

com orbital 2p inalterado,

este far superposio lateral formando a ligao , mais fraca que a , devido ao

fato da densidade eletrnica na superposio lateral estar acima e abaixo do eixo da

ligao e no sob o eixo. H a superposio frontal C-C, C-H e a superposio

lateral C-C.

Interferncia construtiva, menor energia.

Orbital sigma ligante

Interferncia destrutiva, maior energia.

Orbital sigma antiligante.


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sempre *

ser ocupado, como por exemplo, na molcula de H2 no est preenchido, mas na de He2 est preenchido, isso depender de cada molcula e

interferir no comportamento qumico da molcula.

oTomando como exemplo a molcula de He2:

oPela TOM possvel determinar a configurao eletrnica da molcula. No caso do H2 a configurao 2, que representa o orbital molecular sigmaocupado por 2 eltrons. J no caso do He 2 a configurao

2

*2, representando que os orbitais moleculares sigma ligante e antiligante esto

completamente preenchidos.

oA ordem de ligao o n de orbitais moleculares ligantes - n de orbitais moleculares antiligantes / 2. No caso do H2 OL = 2-0/2= 1, j no caso do He2OL=2-2/2=0 No existe a molcula de He2, pois apresenta OL=0, e a ocupao dos orbitais antiligantes desfavorvel ao apresentar maior energia que o

tomo isolado. J He2+

existe e apresenta a configurao eletrnica 2

*1, por apresentar menos 1 eltron no orbitais antiligante h ganho de energia e

mudana em sua OL, que vai ser OL= 2-1/2=0,5.

oA combinao linear dos AO formando os OM mais eficaz quando as energias dos AO so prximas.oTomando como exemplo o Li2 e o Be2:

oOrbitais moleculares de molculas diatmicas homonucleares: h a combinao linear de 2 orbitais p, gerando por combinao frontal orbitais molecularesp e

*p , mas possvel combinaes laterais formando a ligao ,na qual a densidade eletrnica est fora dos eixos da ligao. A ligao tem menor

energia que a ligao .

oTomando como exemplo a molcula de Ne2: idem He2. os orbitais 2p*2p esto completos bem como os orbitais 2p*2p, apresentando configuraoeletrnica

22p

*22p

42p

*42p. OL =6-6/2=0

oTomando como exemplo o F2:

O total preenchimento do orbital *

desfavorece a formao da ligao, conferindo instabilidade a

molcula, alm de no ser vantajoso energeticamente em relao ao tomo isolado.

A configurao eletrnica da molcula de Li2 2

1s*2

1s2

2s , no entanto o orbital 1s2

j est completo, podendo ser desconsiderado.

J a molcula de Be2 , cuja configurao eletrnica do tomo de Be 1s22s

2, apresentaria

configurao eletrnica 2

2s*2

2s , com OL=0,apresentando raciocnio semelhante ao do

He2.

Os orbitais Py e Pz so

perpendiculares e apresenta a

mesma energia e esto voltados

para diferentes regies do

espao.

Os orbitais 2p so degenerados, pois apresentam a mesma energia, pois Py e Pz

apresentam a mesma energia. Menor diferena de energia entre 2p

e*

2p,

aumentando a energia de 2p e diminuindo a energia de e*

2p . Configurao

eletrnica :22p

42p

*42p OL=6-4/2=1


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oTomando como exemplo o O2 :

oTomando como exemplo o N2, B2 e C2: presentam menor energia em do que em .

Configurao eletrnica N2 :22p

42p OL=6-0/2=3

Configurao eletrnica B2: 2

2p OL=2-0/2=1

Configurao eletrnica C2:

4

2p OL=4-0/2=2

oA OL aumenta, a energia da ligao aumenta. A energia de ligao do N 2 muito alta, logo muito difcil romper suas ligaes, sendo este um gs inerte.Quando, na tabela peridica, vai de N2 a O2 comea-se a ocupar orbitais antiligantes reduzindo a energia de ligao, perdendo grande energia de estabilidade.

A ocupao dos antiligantes, devido ao n, apresenta eltrons fora do eixo de ligao o que no impede a repulso entre os ncleos tornando a ligao mais

longa.

oMolculas diatmicas heteronucleares: vo apresentar nveis energticos diferentes, em funo dos tomos diferentes, o que leva distoro do diagrama deenergia.

Tomando como exemplo a molcula de NO: a energia do orbital 2p do O diferente da energia do orbital 2p do N. Comumente se coloca o tomo mais

eletronegativo direita.

A configurao eletrnica da molcula de NO 22p

42p

*12p , como h um eltron desemparelhado a molcula de NO um radical livre.

A OL=6-1/2=2,5

No on NO+

(nitrosila) perdeu o eltron de *1

2p , apresentando configurao eletrnica 22p

42p e OL= 6-0/2=3

Respeita a Regra de Hund, estando os eltrons desemparelhados no nvel de maior energia, o que

responsvel pela alta reatividade do O2so os radicais livres.

A configurao eletrnica do O2 22p

42p

*22p

A OL= 6-2/2=2 Espera-se que a OL seja igual a da Estrutura de Lewis.

A molcula de O2possui todos seus eltrons em pares, e pela TLV espera-se que haja uma

ligao sigma e uma pi, mas o O2 tem propriedades magnticas:

Paramagnetismoeltrons desemparelhados so atrados pelo campo magntico.

Diamagnetismoeltrons emparelhados so repelidos pelo campo magntico.


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ooTomando como exemplo a molcula de CO: como a diferena de eletronegatividade entre C e O muito grande, a distoro do diag rama ainda maior.

oTomando como exemplo a molcula de HF:

Orbitais moleculares no ligantes

Foras intermoleculares:o Estados fsicos:

Gs Lquido Slido

Assume a forma do recipiente Assume a forma do ambiente Mantm sua forma e volume

Compressvel No compressvel Incompressvel

Flui rapidamente Flui rapidamente No flui

Difuso imediata Difuso mais lenta que a do estado gasoso Difuso extremamente lenta

Espaos vazios que permitem movimentao

possibilidade de compresso

Molculas mais prximas, mas com algum espao

entre elas permitindo certa movimentao -

possibilidade de compresso

Molculas muito prximas com posies fsicas

definidas, incompressvel devido alta

proximidade das molculas que geraria repulso

eletrosttica.

Resfria/comprime resfria/comprime

Gasoso lquido slidoDiminui presso/aquece aquece

Orbital Lumo - mais alta energia vazio

Orbital Homomais alta energia

A configurao eletrnica para a molcula de CO 22p

42p

OL=6-0/2=3

Tomando como exemplo a molcula de CN-: configurao eletrnica da molcula

22p

42p e OL=6-0/2=3

bem semelhante ao Diagrama do CO, visto que h a adio de 1 eltron ao orbital2p inalterado do C.

A ligao se d entre o orbital atmico 1s do H e o eltron

desemparelhado do orbital atmico 2p do F, restando 2 orbitais 2p

completos que no fazem ligaoorbitais no ligantes.

Como o F tem alta eletronegatividade atrai o H, como se este tivesse

seu eltron deslocado para o F, tendo este maior contribuio na

ligao.

Configurao eletrnica 2

OL=2-0/2=1


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o As foras que mantm slidos e lquidos unidos so as foras intermoleculares. A ligao covalente ima fora intramolecular . As forasintermoleculares e intramoleculares possuem ordem de grandeza diferentes, sendo as intermoleculares mais fracas que as intramoleculares.

o H 4 tipos de foras intermoleculares:1. ondipolo; uma das foras intermoleculares mais fortes. Aparece quando um on est na presena de um dipolo

Ex: NaCl dissolvido em H2O - NaCl sofre dissociao inica, onde o Na+

fica rodeado de molculas de H2O, organizando seu dipolo, no qual a

extremidade (-) se volta para o Na+ e a (+) para o Cl-. Nisso os ons so estabilizados e no retornam a molcula de NaCl. O produto das cargas vai ser

sempre nulo. A energia potencial da ligao descrita atravs: V -|Z| / r2 , onde V= energia potencial; Z= carga; = dipolo e r2= distancia do

on ao dipolo.

A camada de H2O que fica em torno do ction e do nion chamada de camada de hidratao (para a H2O) ou camada de solvatao (para outros

solventes). O tamanho do on e a carga influenciam sua hidratao . Quanto menor o on, maior a hidratao, porque a carga do on menor vai

estar concentrada em volume menor, diferente dos ons maiores, cuja carga vai estar distribuda em um volume maior.

H certa distancia para a interao entre os elementos da ligao possam interagir

2. Dipolodipolo; aparece entre duas molculas polares neutras.Ex: H3CCOCH3 C=O faz com que o seja de zero. Quando a acetona dissolvida em H2O ela fica dispersa, pois h a orientao

dos dipolos da acetona e da H2O. a extremidade (+) de uma interage com a extremidade (-) da outra. A energia potencial descrita atravs de

V 12 / r3

. Se comparada com a interao on-dipolo a distancia de interao entre os 2 dipolos deve ser menor ainda, pois neste caso

elevada a 3, a fim de que a interao seja significativa.3. Foras de London; aparece apenas entre molculas apolares. a mais fraca das interaes intermoleculares. Baseiam-se na movimentao de

eltrons. Mesmo no zero Kelvin a movimentao de eltrons no cessa. Os eltrons se movimentam pela molcula como um todo e aparecem em

determinada regio da molcula gerando um dipolo momentneo N+ N

-. medida que se reduz a temperatura da molcula, se se neste

momento estiver ocorrendo um dipolo momentneo, h a induo de um dipolo. Tal situao acontece em cascata com a aproximao de outras

molculas levando a mudana de fase.

A fora entre o dipolo momentneo e o dipolo induzido chama-se Fora de London. As foras de London esto encontradas em todas as

substancias, mas so insignificantes perante as foras dipolo-dipolo.

A energia potencial V 1/ r6

deve apresentar as molculas extremamente prximas para que haja interao significativa.

As foras de London so influenciadas pela geometria da molcula, onde molculas lineares so mais fortes que as ramificadas.

Ex: N2 NN apresentam 3 orbitais moleculares l igantes

4. Ligaes de Hidrognio; so um caso especifico das interaes dipolo dipolo que acontecem entre tomos de H FON (HF; H O e HN). uma interao mais forte que dipolo dipolo. Devido ao fato de F, O e N serem muito eletronegativos o H fica deficiente. um tipo de

interao que possui alta fora, desencadeando variao no PE de algumas substancias. Quando maior a massa molar do tomo cen tral, aumenta o PE,

mas se h presena do H ligado a F, O e N, independentemente da massa molar o PE vai ser alto, um exemplo a H2O.

As ligaes de hidrognio so mais fracas na NH3 do que na H2O, vistoque o N menos eletronegativo que o O. NH3 e a H2O fazem 4 ligaes de

hidrognio. As ligaes de hidrognio so as responsveis pela H2O ser lquida a temperatura ambiente e por seu alto calor especifico.

A H2O uma das poucas substancias em que o estado slido menos denso que o liquido, conforme as molculas no gelo vo se agregando e

fazendo ligaes e h espaos vazios.

o As foras intermoleculares so importantes na determinao das propriedades fsicas.EX: H3CCOCH3 PE= 43C Quando se evaporam lquidos h a separao de molculas. Quanto mais fortes as foras

CH3CH2O - CH2 - CH3 PE= 41C intermoleculares, mais difcil ser a separao das molculas, logo maior ser o ponto de ebulio.

Se tratando se molculas com massas moleculares prximas, a que apresentar maior fora intermolecular ter o maior PE.

o V= - 12/ r6 Polarizabilidade a capacidade da nuvem eletrnica da molcula se distorcer. Quanto maior a distncia dos eltronsao ncleo, maior a capacidade de distoro da nuvem eletrnica, logo maior a polarizabilidade.

EX: F2 n = 2 I2 n = 5 ; enquanto os eltrons do F 2 esto h duas camadas de distancia, os do I 2 esto h 5 camadas de distancia do ncleo, logo a

molcula de I2 apresenta maior distoro da nuvem eletrnica e, portanto, maior polarizabilidade.

Quanto mais eltrons na molcula, maior a polarizabilidade.

EX: O metano apresenta 1 carbono, enquanto a parafina apresenta 20 carbonos, portanto a parafina tem maior nmero de eltrons apresentando maior

capacidade de distoro da nuvem eletrnica.

Compostos de coordenao:oSo formados por ons de metais de transio associados a molculas neutras ou ons carregados, os ligantes, ligados covalentemente.oFormados por elementos de transioelementos de coordenao. Os compostos de metais de transio so:

Altamente coloridos, propriedade relacionada com o estado de oxidao que o metal se encontra. A presena de orbitais D parcialmente preenchidos.


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Variedade de nmeros de oxidao.oOs metais de transio comeam a ser preenchidos a partir d 4 perodo, sendo a primeira srie de transio, o 5 perodo a segunda srie de transio e o 6

perodo a terceira serie de transio. No h quarta srie, apesar de existir 7 perodo, visto que os elementos do 7 perodo so elementos sintticos.

o1 srie4s23dx; 2 srie5s24dx; 3 srie6s25dx.oNunca se trabalha com metais de transio como metais, sempre sero trabalhados em algum estado de oxidao.

Fe+2

[Ar] 3d6

4s2 [Ar] 3d

6

Fe+3

- [Ar] 3d5

Cr[Ar] 3d5

4s1

Cr

+3- [Ar] 3d

3

oEx: CoCl2 . 6 H2O cloreto de hexa aquo cobalto II, onde o cloreto de cobalto est ligado covalentemente a 6 molculas de H2O.oOs compostos podem ser ctions de coordenao (quando o ligante um ction), nions de coordenao (quando o ligante um nion) ou apenas composto

de coordenao (quando ligante uma molcula neutra).

oA montagem de um composto de coordenao se d da seguinte maneira: Ligantes +/-/neutro

X+/- contra onon central

Metal transio

o[Co(H2O)6]+2 Cl2 Co+2 um cido de Lewis, logo deficiente em eltrons, enquanto o O da H2O rico em eltrons, sendo um base de Lewis. Afora de interao entre H2O e Co

+2 uma interao cidobase de Lewis.

o[Ag(NH3)2]+ Ag+ um cido de Lewis, enquanto NH3 uma base de Lewis - formam um ction de coordenao.[Ni(H2O)6]

+3Ni

+3 um cido de Lewis, quanto H2O uma base de Lewis.

[Fe(CN)6]- 3

Fe+ um cido de Lewis, enquanto CN- uma base de Lewisforma um nion de coordenao

[Ni(CO)4] CO um ligante neutro, formando um composto de coordenao

oNmero de coordenao o nmero de ligantes interagindo com o metal.[Ag(NH3)2]

+n de coordenao = 2, apresenta geometria linear

[Fe(CN)6]- 3

n de coordenao = 6, apresenta geometria octadrica

[Co(H2O)5Cl] n de coordenao = 6

oO nmero de coordenao vai depender do estado de oxidao e do tipo de ligante.[Co(H2O)6]

+2Cl2 apresenta geometria octadrica

O grupo 10 Ni, Pd e Pt, cuja configurao eletrnica [Ar] 3/4/5 d8favorece a formao de compostos quadrticos.

NH3 NH3

Pt

NH3

NH3

oTodos os ligantes apresentam pares eletrnicos livres para fazer ligao com o metal. A ligao metal - ligante capaz de alterar as propriedades fsicas dometal.

Ag+

+ e-

Ag E = + 0,79 V tende a se reduzir

[Ag(CN)2]-

+ e-

Ag + 2 CN-

E = - 0,79 V tende a se oxidar.

oClassificao dos ligantes: Monodentadoscomo, por exemplo, H2O e NH3, que ao se ligarem ao metal ocupam apenas uma posio de coordenao. Polidentadoscomo, por exemplo, a etilenodiamina (en) que se liga a mais de uma posio de coordenao.

A en um ligante bidentado, se ligando a duas posies cada molcula.

Ex: [Co (en)3] - 3 en ocupam os 6 stios de ligao do Co, pois cada molcula de en ocupa 2 stios de ligao.

Vai apresentar geometria tetradrica.Ex: EDTA um ligante hexadentado, onde uma molcula de EDTA ocupa todas as posies de ligao.

Cada N da en associado a um grupo acetato, apresentando 6 tomos para de coordenar, ocupando os 6 stios de coordenao. O EDTA se coordena

bem com o Ca+2

.

Pd e Pt apresentam geometria quadrtica, enquanto Ni

pode apresentar quadrtica ou tetradrica.

Variando o ligante varia as propriedades do

metal oxidar/reduzir.


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Ligantes polidentados quando ocupam 2 posies de coordenao formam um anel, sendo chamados de agentes quelantes, pois se ligamformando anel, que em grego quelato.

oAgentes quelantes atuam na retirada de Hg+2 e de Pb+2, executando uma tarefa de remoo seletiva de ons metlicos.oAnel porfirnico, quando complexado com o Fe+2 forma o grupo Heme da Hemoglobina e quando complexado com o Mg+2 forma clorofila.

oNomenclatura dos compostos de coordenao:[Co(H2O)6]

+2Cl2 Cl

- o nion, que divalente, logo a carga do restante da molcula deve ser tambm divalente, mas catinica. Como a H 2O um

ligante neutro no apresentar carga, podendo descobrir que a carga do Co +2. Ento sua nomenclatura : cloreto de hexa aqu o cobalto II

[Co(NH3 )5Cl]+3

Cl-

Cl-, com NH3 de carga neutra. Ento sua nomenclatura : cloreto de penta amino cloro cobalto II

oEm resumo a nomenclatura composta: pelo nion + n de coordenao + nome do ligante (em ordem alfabtica) + n de oxidao.o[Co(en)3]+3Cl3 3Cl- como contra on, logo a carga do complexo +3, e como en um ligante neutro, o n de oxidao do Co +3. Sua nomenclatura

Cloreto de tris etilenodiamino cobalto II. Quando o nome do ligante j possuir bi, tri, tetra, utilizar para denominar o n de ligantes bis, tris, tetrakis,pentakis.

K2[Ni(CN)4]- 2

2 K+ o contra on, logo a carga do complexo 2. Como a carga do CN -1 e h 4 CN, a carga do Ni para que a carga do

complexo seja condizente, deve ser + 2. Sua nomenclatura : tetra ciano niquelato (II) de potssio, pois o nome do nion sempre vem no inicio da

nomenclatura.

o

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