qui109 – quÍmica geral (ciências...
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QUI109 – QUÍMICA GERAL(Ciências Biológicas)
6ª aula / 2016-2
(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)
Prof. Mauricio X. Coutrim
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
MODELO ATÔMICOJ. Dalton – a matéria é formada por átomos / as inúmeras substâncias
são constituídas de átomos de poucos elementos.
J. J. Thomson – o átomo contém cargas. Os elétrons apresentam massa
(9,10.10-28 g) e a carga negativa (1,60.10-19 C).
E. Rutherford – no núcleo há prótons (carga +) e nêutrons (carga 0) com
massa igual a 1,67.10-24 g (> 99,9% da massa do átomo) mas com
pequeno volume (фátomo≈10-8 cm; фnúcleo≈10-12 cm).
N. Bohr – os elétrons ocupam regiões com energias bem definidas em
torno do núcleo / tendem a ocuparem sempre regiões de menores
energias /podem absorver energia quantizada ocupando uma região de
maior energia (ver https://en.wikipedia.org/wiki/File:Bohr_atom_animation_2.gif).
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
Visão atual do átomo• Número atômico, Z, representa o número de prótons de um átomo. Átomos com
mesmo Z pertencem ao mesmo elemento químico (símbolo X).
• Número de massa, A, é a soma da quantidade de prótons e de neutros do núcleo de um átomo.
• Isótopos, são átomos do mesmo elemento (Z) com diferentes números de massa (A), assim, têm diferentes números de nêutrons.
• Isóbaros, são átomos de elementos diferentes (Z) com mesmo número de massas (A).
• Isótonos, são átomos de elementos diferentes (Z) com mesmo número de nêutrons (n)
• Átomos neutros, não apresentam carga residual (no p = no é) com o mesmo o número de prótons e elétrons não apresentam carga residual (átomos neutros).
• Íons, são espécies [átomo(s) de um único elemento ou de vários] que apresentam carga residual (no p ≠ no é).
Notação do elemento atômico: AXZ
OU
Z
X (NA TABELA PERIÓDICA)
A
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
O parte eletrônica do átomo• Princípio da Incerteza de Heisenberg, o elétron é definido como partícula ou
como onda, dependendo da situação.
• Orbital, local de maior probabilidade de se encontrar o elétron. Cada orbital
comporta no máximo dois elétrons, mas com mS diferentes (pareados).
• Formas dos orbitais, são diferentes dependendo de sua energia (s, p, d, f, etc).
• Números quânticos, são quatro diferentes para cada elétron num átomo e
designa a sua localização (energia).
• Principal (n), são os níveis de energia (qualquer inteiro > 1) / K=1, L=2, M=3, etc.
• Azimutal (l), são os subníveis de energia (qualquer inteiro entre 0 e n-1) / s=0,
p=1, d=2, etc.
• Magnético (ml), diferencia orbitais com mesma energia (qualquer inteiro entre –l
e +l) / no subnível l=2, haverá 5 orbitais, ml=-2, ml=-1, ml=0, ml=+1, ml=+2.
• Spin (mS), diferencia os dois elétrons de um orbital (pode ser +½ ou -½).
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
O parte eletrônica do átomo• Cada elétron em um átomo pode ser definido exatamente com quatro
números quânticos!
• Princípio de Exclusão de Pauli: Dois elétrons no mesmo átomo não poderá ter os quatro número quânticos iguais.
Regra de Hund: num mesmo subnível os orbitais são semipreenchidos com elétrons de mesmo mS e somente então são preenchidos com elétrons de mS diferentes (pareados)
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
A energia dos elétrons no átomo
O diagrama de Linus Pauling
Representação dos orbitais com diferentes energias
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
Distribuição eletrônica e Tabela Periódica
Fonte: http://besttemas.com.br/dicas-de-tabela-periodica-para-imprimir-e-baixar-para-estudo-de-quimica/, consultado em 24/01/17
Grupo ou Família
Período
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
Distribuição eletrônica e Tabela Periódica
Fonte: http://saberenemquimicaefisica.com.br/wp/tabela-periodica/, consultado em 24/01/17
25/01/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim
Propriedades Periódicas
Tamanho de
átomos e íons:
raios e
volumes
atômicos e
iônicos
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25/01/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim
Propriedades Periódicas Energia de Ionização (I) / Potencial de Ionização
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Gráfico com as
primeiras
energias de
ionização
(se requer mais
energia para a
retirada do
segundo
elétron e assim
por diante)
25/01/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim
Propriedades Periódicas Afinidade Eletrônica (c) ou Eletroafinidade
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c é a energia
adquirida pelo
átomo ao lhe ser
adicionado um
elétron
(c mede a atração do
átomo pelo elétron).
Gráfico com as energias de afinidade eletrônica
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO QUÍMICA
É a força que mantém átomos e/ou íons unidos nas
estrutura químicas das substâncias
Há três tipos principais de ligação química:
1. Ligação iônica (forças eletrostásticas)
2. Ligação covalente (compartilhamento eletrônico)
3. Ligação metálica (mar de elétrons /superposição de orbitais
atômicos)
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO IÔNICA
A LIGAÇÃO IÔNICA é a força eletrostática que
mantém unidos dois íons com cargas opostas:
ânion (-) e cátion (+).
Metais (baixa energia de ionização) tendem a
formarem cátions
Não metais (alta afinidade eletrônica) tendem a
formarem ânions
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO IÔNICA
Os metais que têm a maior tendência de
formar cátions são os metais das famílias dos
alcalinos (IA) e dos alcalino-terrosos (IIA)
Os não-metais que têm a maior
tendência de formar ânions são os não-
metais da família dos halogênios (VIIA)
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO IÔNICA
Exemplo:
NaCl
(sal de cozinha)
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO IÔNICA
Estrutura de Lewis: Representa os elétrons da camada de
valência dos átomos e íons. P. ex., Cl, NaCl e Al2S3
Cl
1s 2s 2p 3s 3p
Cl (Z=17) :
CAMADA DE VALÊNCIA n=3
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO IÔNICARegra do Octeto: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até atingirem oito elétrons na camada de valência (configuração de um gás nobre / condição de menor energia / ns2 np6 = 8 elétrons = octeto).Exemplos: Mg, Mg2+, Cl e Cl-.
Mg (Z=12) :
1s2 2s2 2p6 3s2
Mg
_ 2 e- 1s2 2s2 2p6
octeto
Mg2+
_ 2 e-Mg2+
Cl (Z=17) :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl
+
+
1 e-
1 e-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cl
Cl -
_
octeto
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO IÔNICAEnergia (entalpia) de rede: Energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos (representa a força/magnetude da ligação)
A variação da entalpia (energia, DHf) para a formação de um composto iônico (NaCl) é a energia da reação das espécies elementares [Na(s) e Cl2(g)] para formar o sólido iônico [NaCl(s)].Na(s) + Cl2(g) → NaCl(s) ; DHf = -410,9 KJ/mol (exotérmica)
Energia de rede :NaCl(s) → Na(g) + Cl2(g) ; DHrede = +788 KJ/mol (endotérmica)
18/02/2015 Mauricio X. Coutrim
Energia (entalpia) de rede: Ciclo De Born-Haber
Fonte: https://en.wikipedia.org/wiki/Born-Haber_cycle, consultado em 24/jan/17
= DHrede
Exemplo: Obtenção da Energia de Rede (DHrede) do LiF