QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 6ª aula /

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1 QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 6ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim (disponível em:

2 MODELO ATÔMICO J. 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, g) e a carga negativa (1, C). E. Rutherford no núcleo há prótons (carga +) e nêutrons (carga 0) com massa igual a 1, g (> 99,9% da massa do átomo) mas com pequeno volume (ф átomo 10-8 cm; ф núcleo 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

3 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 (n o p = n o 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 (n o p n o é). Z Notação do elemento atômico: A OU X (NA TABELA PERIÓDICA) X Z A

4 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 m S 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 (m l ), diferencia orbitais com mesma energia (qualquer inteiro entre l e +l) / no subnível l=2, haverá 5 orbitais, m l =-2, m l =-1, m l =0, m l =+1, m l =+2. Spin (m S ), diferencia os dois elétrons de um orbital (pode ser +½ ou -½).

5 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 m S e somente então são preenchidos com elétrons de m S diferentes (pareados)

6 A energia dos elétrons no átomo O diagrama de Linus Pauling Representação dos orbitais com diferentes energias

7 Distribuição eletrônica e Tabela Periódica Período Grupo ou Família Fonte: consultado em 24/01/17

8 Distribuição eletrônica e Tabela Periódica Fonte: consultado em 24/01/17

9 Propriedades Periódicas Tamanho de átomos e íons: raios e volumes atômicos e iônicos 25/01/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 9

10 Propriedades Periódicas Energia de Ionização (I) / Potencial de Ionização 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 10

11 Propriedades Periódicas Afinidade Eletrônica (c) ou Eletroafinidade 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 25/01/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 11

12 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)

13 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

14 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 nãometais da família dos halogênios (VIIA)

15 LIGAÇÃO IÔNICA Exemplo: NaCl (sal de cozinha)

16 LIGAÇÃO IÔNICA Estrutura de Lewis: Representa os elétrons da camada de valência dos átomos e íons. P. ex., Cl, NaCl e Al 2 S 3 CAMADA DE VALÊNCIA n=3 Cl (Z=17) : 1s 2s 2p 3s 3p Cl

17 LIGAÇÃO IÔNICA Regra 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 / ns 2 np 6 = 8 elétrons = octeto). Exemplos: Mg, Mg 2+, Cl e Cl -. Mg (Z=12) : Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 _ 2 e - 1s 2 2s 2 2p 6 octeto Mg _ 2 e - Mg 2+ Cl (Z=17) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p e - Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 octeto _ Cl + 1 e - Cl

18 LIGAÇÃO IÔNICA Energia (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, DH f ) para a formação de um composto iônico (NaCl) é a energia da reação das espécies elementares [Na (s) e Cl 2(g) ] para formar o sólido iônico [NaCl (s) ]. Na (s) + Cl 2(g) NaCl (s) ; DH f = -410,9 KJ/mol (exotérmica) Energia de rede : NaCl (s) Na (g) + Cl 2(g) ; DH rede = +788 KJ/mol (endotérmica)

19 Energia (entalpia) de rede: Ciclo De Born-Haber Exemplo: Obtenção da Energia de Rede (DH rede ) do LiF = DH rede Fonte: consultado em 24/jan/17