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QUÍMICA ORGÂNCIA I
Unidade I: Teoria Estrutural
Profa. Vívian
vivianparocha@gmail.com
Atomismo gregoAtomismo grego
Os gregos antigos foram os primeiros a
postular que a matéria era constituída de
elementos indivisíveis.
Demócrito X Aristóteles
 Demócrito (400 a.C.) defendia que a
matéria NÃO poderia ser dividida
indefinidamente.
Aristóteles (350 a.C.) julgava a matéria
como sendo contínua e formada pela
combinação dos 4 elementos: terra, fogo,
água e ar.
Aristóteles estava ERRADO, contudo sua
teoria persistiu por cerca de 2.000 anos.
Atomismo científicoAtomismo científico
John Dalton:
1800 d.C. Æ 1º modelo científico (baseado em dados
experimentais)
 Toda matéria é composta de átomos.
 Átomos de um mesmo elemento são idênticos.
 Átomos de elementos diferentes combinam-se em
razões constantes para formar compostos.
 Átomos são rearranjados nas reações.
 Essas idéias foram importantes para as definições
abaixo:
Lei de Conservação das Massas:
“Átomos não podem ser criados ou
destruídos”
Lei da Composição Constante:
“Os elementos combinam-se em razões
fixas”
A descoberta da estrutura
atômica (raios catódicos)
A descoberta da estrutura
atômica (raios catódicos)
Raios catódicos (elétrons)?
Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente
profundo (ampola) com um eletrodo em cada extremidade.
Uma alta voltagem é aplicada entre os eletrodos, fazendo
com que partículas negativas se desloquem do catodo (-)
para o anodo (+).
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A descoberta da estrutura atômica
(Radioatividade)
A descoberta da estrutura atômica
(Radioatividade)
Considere o seguinte experimento:
Uma substância radioativa é colocada em um anteparo
contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe
de radiação seja emitido pelo orifício.
A radiação passa entre duas chapas eletricamente
carregadas e é detectada.
 3 (três) pontos são observados no detector:
 um ponto desviado no sentido da chapa positiva,
 um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,
 um ponto desviado no sentido da chapa negativa
A descoberta da estrutura atômicaA descoberta da estrutura atômica
Modelo de Thompson:
Pela separação da
radiação, conclui-se que o
átomo consistia de
entidades neutras (sem
carga) e de entidades
carregadas (tanto negativa
quanto positivamente).
Thompson propôs que todas as
espécies carregadas estavam
presentes na superfície do átomo
(ainda considerado esférico).
Modelo do pudim de passas
Experimento de Rutherford:
Uma fonte de partículas α
foi colocada na saída de
um detector circular.
As partículas α foram
lançadas através de uma
fina película de ouro, com o
seguinte resultado:
 A maioria das partículas passou diretamente através da
chapa, sem desviar.
 Algumas foram desviadas com grandes ângulos.
Modelo de Rutherford
 Para que a maioria das partículas α passasse através de
um pedaço da lâmina sem sofrer desvio, a maior parte
do átomo deveria consistir de uma carga negativa difusa
de massa baixa (o elétron).
 Para explicar o pequeno número de desvios e em grau
elevado das partículas α, o centro do átomo deveria ser
bem denso e de uma carga positiva.
 
Desta forma, o átomo seria
esférico com a carga
positiva localizada no centro
(ou núcleo) e a carga
negativa estaria difusa em
torno dele.
Considerações de BohrConsiderações de Bohr
Neils Bohr se valeu de seus
famosos postulados para
“contornar” as falhas do
modelo de Rutherford:
1ºPostulado: Os elétrons
descrevem órbitas circulares
estacionárias ao redor do núcleo,
sem emitirem nem absorverem
energia.
2º Postulado: Fornecendo energia
(elétrica, térmica, ...) a um átomo,
um ou mais elétrons a absorvem e
saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ocorrendo uma transição
eletrônica.
O retorno ao nível inicial é
acompanhado pela liberação de
energia na forma de ondas
eltromagnéticas como luz visível e
ultravioleta.
Identificação dos átomosIdentificação dos átomos
Número atômico (Z)
é o número de prótons existentes no núcleo de um
átomo.
Número de massa(A)
é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons
(N) existentes num átomo.
Portanto:
A = Z+ NA = Z+ N
Elemento químico
É o conjunto de todos os átomos com o mesmo
número atômico (Z).
Notação geral:
A
Z X OU Z XA Número de massa
Número atômico
Íons:
Quando átomos (ou moléculas) perdem elétrons,
tornam-se íons com carga positiva (cátions).
Na Na+
+ e-
Quando ocorre ganho de elétrons, formam-se íons com carga negativa
(ânions).
Cl + e-
Cl-
A quantidade de elétrons perdida ou ganha depende da posição na T.P.
Considere os seguintes exemplos:
17
37
Cl 17
37
Cl-
O núcleo não se altera.
Portanto A e Z também não.
A alteração ocorre na
eletrosfera
Acrescentando um elétron
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17 elétrons
20 nêutrons
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Símbolo que indica
que um átomo
neutro ganhou1 e-
Excesso de
uma carga -
23
11Na 23
11Na +
Átomo neutro
O núcleo não se altera
Portanto A e Z também não.
Retirando um elétron
Símbolo que indica
que um átomo
neutro perdeu 1 e-
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12nêutrons
11prótons
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uma carga
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Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons
(Z) e diferente número de massa (A).
1H1
1H2
1H3
16 17 18
Isóbaros são átomos de diferentes números de
prótons (elementos diferentes), mas que possuem
o mesmo número de massa (A).
19K40
20Ca40
Isótonos são átomos de difentes números de
prótons(elementos diferentes), diferentes numero
de massa e, porém com mesmo número de
nêutrons.
17Cl37
20Ca40
Exercícios:
1) O número de prótons, nêutrons e elétrons representados
por 56Ba138 +2
é, respectivamente:
a) 56,82 e 56
b) 56,82 e 54
c) 56,82 e 58
2) Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo
que é representado por 55
25Mn?
3) O número atômico do elemento X é 30.Os íons X+2 e Y-3
são isoeletrônicos. Escolha a opção correta para o número
atômico de Y.
a) 33 b) 31 c)3 d)28 e)25
Mecânica Quântica e
orbitais atômicos
Mecânica Quântica e
orbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos
onda e partícula.
A equação de Schrödinger necessita de 3 números quânticos:
1. principal, n: é o mesmo n de Bohr (nível). À medida que n aumenta, o
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do
núcleo.
2. azimutal, ℓ: depende do valor de n, varia de 0 até n -1.
Normalmente usamos letras (s, p, d e f ) para designar os orbitais com ℓ=
0, 1, 2 e 3, respectivamente.
3. magnético, mℓ: depende de ℓ, com valores inteiros entre -ℓ e
+ℓ,fornecendo a orientação do orbital no espaço.
Distribuição eletrônica em átomos
neutros
Distribuição eletrônica em átomos
neutros
1s2
2s2
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4s2
4p6
4d10
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1s2
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5p6
5d10
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6s2
6p6
6d10 subnível
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Legenda
Exemplificando:
11Na 1s2
2s2
2p6
3s2
17Cl 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Distribuição eletrônica em íons
Ao acrescentar ou retirar elétrons de um átomo
para elaborar a configuração eletrônica de um íon,
devemos realizar essa operação com a camada
de valência, que é a camada mais afastada do
núcleo.
Ex: 11Na 11Na+
17Cl 17Cl-
Retirando 1 elétron
Acrescentando 1 elétron
1s2
2s2
2p6
1s2
2s2
2p6
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Orbitais eletrônicos
s
P
d
f
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de nível
(n).
Regra de Hund: para orbitais degenerados (?), os
elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de
qualquer orbital receber um segundo elétron.
Princípio da exclusão de Pauli: 2 elétrons com o mesmo
número magnético de spin (ms) não podem ocupar o
mesmo orbital.
Ex: 11Na 1s2
2s2
2p6
3s1
Ligações QuímicasLigações Químicas
Estabilidade
Gases nobres
Ligação Ligação iônica
Metal +Não -metal
Ligação covalente
Não-metal+Não-metal
Ligação metálica
Metal+Não-metal
Ligação IônicaLigação Iônica
União de íons
Metal Não-metal
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na C.V
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metal doar 1 e-
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Íons formados Fórmula do composto
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Fórmula eletrônica Fórmula estrutural Fórmula
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Quimica organica

  • 1. QUÍMICA ORGÂNCIA I Unidade I: Teoria Estrutural Profa. Vívian vivianparocha@gmail.com
  • 2. Atomismo gregoAtomismo grego Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria era constituída de elementos indivisíveis. Demócrito X Aristóteles  Demócrito (400 a.C.) defendia que a matéria NÃO poderia ser dividida indefinidamente. Aristóteles (350 a.C.) julgava a matéria como sendo contínua e formada pela combinação dos 4 elementos: terra, fogo, água e ar. Aristóteles estava ERRADO, contudo sua teoria persistiu por cerca de 2.000 anos.
  • 3.
  • 4. Atomismo científicoAtomismo científico John Dalton: 1800 d.C. Æ 1º modelo científico (baseado em dados experimentais)  Toda matéria é composta de átomos.  Átomos de um mesmo elemento são idênticos.  Átomos de elementos diferentes combinam-se em razões constantes para formar compostos.  Átomos são rearranjados nas reações.  Essas idéias foram importantes para as definições abaixo:
  • 5. Lei de Conservação das Massas: “Átomos não podem ser criados ou destruídos” Lei da Composição Constante: “Os elementos combinam-se em razões fixas”
  • 6. A descoberta da estrutura atômica (raios catódicos) A descoberta da estrutura atômica (raios catódicos) Raios catódicos (elétrons)? Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente profundo (ampola) com um eletrodo em cada extremidade. Uma alta voltagem é aplicada entre os eletrodos, fazendo com que partículas negativas se desloquem do catodo (-) para o anodo (+).
  • 7.                       A descoberta da estrutura atômica (Radioatividade) A descoberta da estrutura atômica (Radioatividade)
  • 8. Considere o seguinte experimento: Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício. A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada.  3 (três) pontos são observados no detector:  um ponto desviado no sentido da chapa positiva,  um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,  um ponto desviado no sentido da chapa negativa
  • 9. A descoberta da estrutura atômicaA descoberta da estrutura atômica Modelo de Thompson: Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consistia de entidades neutras (sem carga) e de entidades carregadas (tanto negativa quanto positivamente).
  • 10. Thompson propôs que todas as espécies carregadas estavam presentes na superfície do átomo (ainda considerado esférico). Modelo do pudim de passas
  • 11. Experimento de Rutherford: Uma fonte de partículas α foi colocada na saída de um detector circular. As partículas α foram lançadas através de uma fina película de ouro, com o seguinte resultado:
  • 12.  A maioria das partículas passou diretamente através da chapa, sem desviar.  Algumas foram desviadas com grandes ângulos. Modelo de Rutherford  Para que a maioria das partículas α passasse através de um pedaço da lâmina sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deveria consistir de uma carga negativa difusa de massa baixa (o elétron).  Para explicar o pequeno número de desvios e em grau elevado das partículas α, o centro do átomo deveria ser bem denso e de uma carga positiva.  
  • 13. Desta forma, o átomo seria esférico com a carga positiva localizada no centro (ou núcleo) e a carga negativa estaria difusa em torno dele.
  • 14. Considerações de BohrConsiderações de Bohr Neils Bohr se valeu de seus famosos postulados para “contornar” as falhas do modelo de Rutherford: 1ºPostulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
  • 15. 2º Postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ocorrendo uma transição eletrônica. O retorno ao nível inicial é acompanhado pela liberação de energia na forma de ondas eltromagnéticas como luz visível e ultravioleta.
  • 16. Identificação dos átomosIdentificação dos átomos Número atômico (Z) é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Número de massa(A) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo. Portanto: A = Z+ NA = Z+ N
  • 17. Elemento químico É o conjunto de todos os átomos com o mesmo número atômico (Z). Notação geral: A Z X OU Z XA Número de massa Número atômico Íons: Quando átomos (ou moléculas) perdem elétrons, tornam-se íons com carga positiva (cátions). Na Na+ + e-
  • 18. Quando ocorre ganho de elétrons, formam-se íons com carga negativa (ânions). Cl + e- Cl- A quantidade de elétrons perdida ou ganha depende da posição na T.P. Considere os seguintes exemplos: 17 37 Cl 17 37 Cl- O núcleo não se altera. Portanto A e Z também não. A alteração ocorre na eletrosfera Acrescentando um elétron 20 nêutrons 17 prótons 17 elétrons 20 nêutrons 17 prótons 18elétrons Símbolo que indica que um átomo neutro ganhou1 e- Excesso de uma carga -
  • 19. 23 11Na 23 11Na + Átomo neutro O núcleo não se altera Portanto A e Z também não. Retirando um elétron Símbolo que indica que um átomo neutro perdeu 1 e- 12nêutrons 11prótons 11elétrons A alteração ocorre na eletrosfera 12nêutrons 11prótons 10elétrons Excesso de uma carga + Isótopos, Isóbaros e Isótonos Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A). 1H1 1H2 1H3 16 17 18
  • 20. Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A). 19K40 20Ca40 Isótonos são átomos de difentes números de prótons(elementos diferentes), diferentes numero de massa e, porém com mesmo número de nêutrons. 17Cl37 20Ca40
  • 21. Exercícios: 1) O número de prótons, nêutrons e elétrons representados por 56Ba138 +2 é, respectivamente: a) 56,82 e 56 b) 56,82 e 54 c) 56,82 e 58 2) Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo que é representado por 55 25Mn? 3) O número atômico do elemento X é 30.Os íons X+2 e Y-3 são isoeletrônicos. Escolha a opção correta para o número atômico de Y. a) 33 b) 31 c)3 d)28 e)25
  • 22. Mecânica Quântica e orbitais atômicos Mecânica Quântica e orbitais atômicos Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A equação de Schrödinger necessita de 3 números quânticos: 1. principal, n: é o mesmo n de Bohr (nível). À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 2. azimutal, ℓ: depende do valor de n, varia de 0 até n -1. Normalmente usamos letras (s, p, d e f ) para designar os orbitais com ℓ= 0, 1, 2 e 3, respectivamente. 3. magnético, mℓ: depende de ℓ, com valores inteiros entre -ℓ e +ℓ,fornecendo a orientação do orbital no espaço.
  • 23. Distribuição eletrônica em átomos neutros Distribuição eletrônica em átomos neutros 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 1s2 5s2 5p6 5d10 5f14 Nível 6s2 6p6 6d10 subnível 7s2 Legenda
  • 24. Exemplificando: 11Na 1s2 2s2 2p6 3s2 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Distribuição eletrônica em íons Ao acrescentar ou retirar elétrons de um átomo para elaborar a configuração eletrônica de um íon, devemos realizar essa operação com a camada de valência, que é a camada mais afastada do núcleo.
  • 25. Ex: 11Na 11Na+ 17Cl 17Cl- Retirando 1 elétron Acrescentando 1 elétron 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Orbitais eletrônicos s P d f
  • 26. Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de nível (n). Regra de Hund: para orbitais degenerados (?), os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron. Princípio da exclusão de Pauli: 2 elétrons com o mesmo número magnético de spin (ms) não podem ocupar o mesmo orbital. Ex: 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
  • 27.
  • 28. Ligações QuímicasLigações Químicas Estabilidade Gases nobres Ligação Ligação iônica Metal +Não -metal Ligação covalente Não-metal+Não-metal Ligação metálica Metal+Não-metal
  • 29. Ligação IônicaLigação Iônica União de íons Metal Não-metal 1, 2, 3 e- na C.V 5,6,7 e- na C.V Doar elétrons Receber elétrons Íon + (Cátion) Íon – (Ânion) Ex:11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 metal doar 1 e- 8O 1s2 2s2 2p4 não-metal receber 2 e-
  • 30. • Na+ • Na0 O Íons formados Fórmula do composto 2 [Na]+ [O]2- Na2O Regra Prática Cc+ Aa- CaAc
  • 31. Ligação CovalenteLigação Covalente Compartilhamento de íons Não-metal + Não -metal + Hidrogênio 4,5,6 ou 7 e- na C.V 1 e- na C.V Fórmula eletrônica Fórmula estrutural Fórmula de Lewis molecular Ex:H O H H - O - H H2O
  • 32. EX: H H H-H H2 O O O═O O2 N N N ═ N N2