O documento descreve a estrutura atômica e as ligações químicas. Apresenta a cronologia dos modelos atômicos desde Dalton até Bohr e descreve a estrutura do núcleo atômico e dos orbitais eletrônicos. Explica como os elétrons são distribuídos nos átomos de acordo com as regras de preenchimento dos orbitais e como os átomos formam ligações iônicas e covalentes para atingir a configuração eletrônica de um gás nobre.

1. Capitulo 1:
estrutura atomica e ligações

2. Cronologia dos modelos atômicos
1807 – 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. Estrutura atômica: o núcleo
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.
10-10 m = 1 Å = 0,1 nm
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.

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.

6. 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, ...)

7. Estrutura atômica: orbitais
De 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, 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.

8. 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.

9. Orbitais atômicos: 1S e 2S

10. 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.

11. Regra 1- princípio de Aufbau
Os 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 Pauli
Somente 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 Hund
Se 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.

12. Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli
Acoplamento do spin opostos

13. 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 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]

14. 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

15. 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

16. 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.

17. Ligações químicas
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

18. 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.

19. Estruturas de Lewis
em que os elétrons de valência de um átomo são
representado por pontos.

20. 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.

21. Estruturas de pontos
Estruturas de Lewis e Kekulé
Um átomo de Carbono Este átomo de Carbono também
isolado possui 4 elétrons de valência possui 8/2=4 elétrons de valência
Uma ligação covalente usual é formada quanda cada átomo doa um elétron

22. Estruturas de pontos
Estruturas de Lewis e Kekulé
Uma ligação Duas ligações Três ligações Quatro ligações

23. 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

24. 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

25. 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

26. 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

27. Ligação covalente
Ligação covalente Ligação iônica
polare
Uma ligação covalente usual è formada quando cada
átomo doa um elétron, pode-se considerara que cada
um dos àtomos “possui’ um dos elétrons.

28. 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 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.

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

30. 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-

31. 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.

32. 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

33. Ligação covalente
Emparelhamento 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.

34. Como o compartilhamento de elétrons leva à ligação
entre os átomos? Duas Teorias
Teoria de Ligações de valência
Teoria 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

35. 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 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.

36. Ligações Covalente - Covalente Polares - Iônicos

37. Hibridização: orbitais hídrodos
- A combinação dos orbitais de vâlencia formam um novo set de orbitais
híbridos;
- 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 ligações
depende 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)

38. Hibridização
O 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)

39. Orbitais Híbridos sp3 e a estrutura do metano
Orbital sp3
-Hibridização dos orbitais de valência 2s e 2p
- Obtenção de 4 orbitais híbridos sp3 assimetrico
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
A ligação σ do metano

40. Híbridação do nitrogênio e oxigênio
Os pares de elétrons solitários nos átomos
de oxigêno e nitrogêno projetam-se no espaço
Metil amina e Metanol

41. Estrutura do Etano
A ligaçõe carbono-carbono é formada pela superposição σ
de dois orbitais híbridos sp3 de cada atomo de carbono.

42. 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.

43. Geometria trigonal planar do etileno C2H4
Ligação σ sp2-sp2 atravéz da superposição frontal
Ligação π 2pz-2pz atravéz de uma superposição lateral
O etileno é plano e tem ângulos de ligação de aproximadamente 120º

44. Geometria trigonal planar do etileno C2H4

45. Ligação na formaldeide
Os 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

46. Hibridização sp : A estrutura do etino (acetileno)
Os orbitais híbridos sp estão Os orbitais p estão situados
separados em 180º no eixo x perpendicularmente nos eixos y e z

47. A estrutura do etino (acetileno), molecular linear

48. 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-2pz
Ligações triplas pelo compartilhamento de 6 elétrons

49. Uma comparação entre as hibridizações sp, sp2 e sp3
Comprimido e força das ligações
Observe que a ligação dubla carbono-carbono é meno
forte 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.

50. Desenhando as estrutura química
Estrutura condensada e Estrutura esquelétrica

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

55. 1858 1861
Couper, Kekulé: Carbono tetravalente