2012 cap01 estrutura e ligação

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Estrutura atomica e ligações

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2012 cap01 estrutura e ligação

  1. 1. Capitulo 1:estrutura atomica e ligações
  2. 2. Cronologia dos modelos atômicos1807 – Dalton: Teoria Atômica: átomo indivisível e indestrutível e sem carga.1817 – Thomson Propriedade ondulatória dos elétrons.1911-1919 – Rutherford Átomos 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.
  3. 3. Estrutura atômica: o núcleoUm 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. 10-10 m = 1 Å = 0,1 nmPelo 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.
  4. 4. Estrutura atômica: orbitais Como os elétrons estão distribuidos em um átomo? Os orbitais em um átomo são organizado em diferentes camadas, ou níveis eletronico, tamanho e energia sucessivamente maiores. Cada nivel pode contener 2n2 elétrons (n = 1, 2, 3, 4, ...) Camadas diferentes contêm diferentes números e tipos de orbitais,e cada orbital dentro de um nivel pode ser ocupados por dois elétrons.
  5. 5. Estrutura atômica: orbitais Como 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, ...)
  6. 6. Estrutura atômica: orbitaisDe acordo com o modelo da mecânica quântica, o comportamento de um elétron especifico deum 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 pelaletra grega psi, Ψ.O quadrato da função de onda, Ψ2, no espacio tridimensional, o orbital descreve o volumede 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 tornoo núcleo. Vocês podem pensar em um orbital como uma fotografia do elétron sendotirada 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, f Orbitais S: Esféra com o núcleo em seu centro Orbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteres Orbitais 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.
  7. 7. 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 dpossui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.
  8. 8. Orbitais atômicos: 1S e 2S
  9. 9. Orbitais atômicos 2px 2py 2pzOs três diferentes orbitais p en um mesmo nível são orientados ao longo dos direcionamentos perpendiculares x, y e z.
  10. 10. Regra 1- princípio de AufbauOs orbitais de menor energia são preenchidos primeiramente de acordocom a ordem 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d.Observe que o orbital 4s está situado entre os orbitais 3p e 3d emtermos de energia. Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energiasão preenchido primeiro.Regra 2- Princípio de exclusão de PauliSomente dois elétrons podem ocupar um orbital e eles devem ter spinopostos.Os elétrons agem como se estivessem girando en torno de um eixo, damesma 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, umelétrons ocupa cada um com os spins paralelos até que todos os orbitaisestejam ocupados pela metade.
  11. 11. Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli Acoplamento do spin opostos
  12. 12. Problema- Escreva a configuraçao eletronica do estado fundamental de cada um dos seguiente elementos.Princípio da edificação: Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia sãopreenchido primeiro.Princípio da exclusão de Pauli: No máximo dois elétrons com spins emparelhados pode sercolocado em cada orbital. Regra de Hund: Um elétron é adicionado a cada orbital degenerado antes de um segundo elétronser adicionado. [B] [C] [N] [O] [F] [Ne] [Si] e [Se]
  13. 13. Configuração eletrônica do estado fundamental de alguns elementosO 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
  14. 14. 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
  15. 15. Por que os átomos se ligam?Os átomos se ligam uns aos otros porque o compostoque 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.
  16. 16. Ligações químicasA regra do octeto: - Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica deum gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons(configurações altamente estáveis); - Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valênciade 8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo; - Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada devalência de 2 elétrons - Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligaçõesiônicas ou covalentes
  17. 17. Por que os átomos se ligam e como as ligações podem ser descritas eletronicamente? Sim, porque a Reatividade Química depende dos életronsNível de valência: ultima camada ocupada por életrons életrons de valência: életrons no nível de valênciainteresados 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.
  18. 18. Estruturas de Lewisem que os elétrons de valência de um átomo são representado por pontos.
  19. 19. Ligações químicas por o modelo de LewisA regra do octeto:Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de umgás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons(configurações altamente estáveis); Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência de8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo; Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada devalência de 2 elétrons.
  20. 20. Estruturas de pontosEstruturas de Lewis e Kekulé Um átomo de Carbono Este átomo de Carbono tambémisolado possui 4 elétrons de valência possui 8/2=4 elétrons de valência Uma ligação covalente usual é formada quanda cada átomo doa um elétron
  21. 21. Estruturas de pontos Estruturas de Lewis e KekuléUma ligação Duas ligações Três ligações Quatro ligações
  22. 22. Come scrivere strutture di Lewis Determinare il numero di elettroni di valenza Determinare la disposizione degli atomi Legare gli atomi con legami semplici Posizionare i rimanenti elettroni in modo tale che ogni atomo abbia il guscio di valenza completo Rappresentare 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
  23. 23. Excessão da regras do octeto:Moleculas com atomos (B e Al) do grupo 3A (13) 6 electrons in the : :F: : valence shells of boron : Cl : and aluminum : : : : :F B :Cl Al :F : : Cl : : : Boron trifluoride
  24. 24. Excessão da regras do octeto: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 : : : : : :C l: :O : : : : : :C l C l: : : : : C H3 -P - CH 3 P H - O - P- O - H : CH 3 :C l C l: O-H : Trimethyl- Phosphorus Phosphoric phosphine pentachloride acid
  25. 25. Excessão da regras do octeto:Lo zolfo (3° periodo) forma composti in cui il guscio di valenza ospita 8, 10, o 12 elettroni :O: :O: : : : H-S-H C H3 - S- C H3 H-O-S-O-H : : : : :O : Hydrogen Dimethyl Sulfuric sulfide sulfoxide acid
  26. 26. Ligação covalente Ligação covalente Ligação iônica polare Uma ligação covalente usual è formada quando cadaátomo doa um elétron, pode-se considerara que cada um dos àtomos “possui’ um dos elétrons.
  27. 27. Ligações químicas Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações iônicas ou covalentes Um átomo que ganha elétrons torna-se um ânion Um 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 deelétrons, 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.
  28. 28. A eletrenegatividade aumenta na tabel periódica da esquerdapara a dereita (no periodo) e de baixo para cima (no grupo)
  29. 29. Ligação Iônica •• •• + - Na + 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(1s22s 22p63s1 ) + F(1s 22s2 2p5 ) Na+(1s2 2s22p6) + F-(1s2 2s2 2p6 ) Para formar Na+F- um elétron 3s do átomo Na tem transferido no orbital 2p parzialemente ocupado do F •• •• + - Na + F Na 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-
  30. 30. Resumo - Ligação Iônica- 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.
  31. 31. 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
  32. 32. Ligação covalenteEmparelhamento de elétrons para a formação da ligação química quando os átomos não apresentam diferença de eletronegatividade significativa H• + •H H-H ΔH0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol H H H H Ligação sigma ( ) 1s 1s Molécula de H2 - 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.
  33. 33. 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 Ligação sigma ( )1s 1s Molécula de H2 2H. H2 Energia 436 kJ mol -1 Molécula de H2
  34. 34. 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.-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 sãocombinadas 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 secombinaram.
  35. 35. Ligações Covalente - Covalente Polares - Iônicos
  36. 36. 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 sp3sp2 (1 orbital s + 2 p) = hidridização sp2sp (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)
  37. 37. HibridizaçãoO conceito de hibridização explica como o carbono forma quatro ligações tetraédricas equivalentes. - 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. C=(1s22s22p2)
  38. 38. Orbitais Híbridos sp3 e a estrutura do metano Orbital sp3 -Hibridização dos orbitais de valência 2s e 2p - Obtenção de 4 orbitais híbridos sp3 assimetricoOrbitais 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 A ligação σ do metano
  39. 39. Híbridação do nitrogênio e oxigênio Os pares de elétrons solitários nos átomos de oxigêno e nitrogêno projetam-se no espaçoMetil amina e Metanol
  40. 40. Estrutura do EtanoA ligaçõe carbono-carbono é formada pela superposição σ de dois orbitais híbridos sp3 de cada atomo de carbono.
  41. 41. Orbitais Híbridos sp2 e a estrutura do etileno C2H4 Os três orbitais híbridos sp2 situam-se em um planoseparados uns dos outros por ângulos de 120º, com o orbital p remanescente perpendicular ao plano sp2.
  42. 42. Geometria trigonal planar do etileno C2H4 Ligação σ sp2-sp2 atravéz da superposição frontalLigação π 2pz-2pz atravéz de uma superposição lateral O etileno é plano e tem ângulos de ligação de aproximadamente 120º
  43. 43. Geometria trigonal planar do etileno C2H4
  44. 44. Ligação na formaldeideOs dois orbitais híbridos sp2 se superpõem Por superposição lateral dos orbitais p frontalmente para formar uma ligação forte σ sp-sp Ligação π 2pz-2pz
  45. 45. Hibridização sp : A estrutura do etino (acetileno)Os orbitais híbridos sp estão Os orbitais p estão situadosseparados em 180º no eixo x perpendicularmente nos eixos y e z
  46. 46. A estrutura do etino (acetileno), molecular linear
  47. 47. A estrutura do etino (acetileno), molecular linear Os dois orbitais híbridos sp se superpõem frontalmente para formar uma ligação forte σ sp-sp Atravéz da superposição lateral dos orbitais p Ligação π 2py-2py Ligação π 2pz-2pzLigações triplas pelo compartilhamento de 6 elétrons
  48. 48. Uma comparação entre as hibridizações sp, sp2 e sp3 Comprimido e força das ligaçõesObserve que a ligação dubla carbono-carbono é meno forte que o somatório de duas ligações σ, porque asuperposição π na ligação dupla não é tão efetiva em comparação com a superposição na parte σ.
  49. 49. Desenhando as estrutura químicaEstrutura condensada e Estrutura esquelétrica
  50. 50. Digas quantos hidrogênios estão ligados a cada carbono noscompostos a seguir e dê a fórmula molecular de cada substância:
  51. 51. 1858 1861 Couper, Kekulé: Carbono tetravalente

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