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Engenharia de Processos Químicos e Bioquímicos ·
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QUÍMICA INORGÂNICA AULA 5 Prof Eduardo Moraes Araújo CONVERSA INICIAL Nesta aula visualizaremos mais alguns termos de grande relevância para a química inorgânica Carga nuclear Carga formal Interações intermoleculares Mudanças de estado físico e suas relações TEMA 1 CARGA NUCLEAR EFETIVA ZEF OU Z Os elétrons são atraídos pelo núcleo do átomo devido à atração eletrostática cargas opostas entre eles Mas ao mesmo tempo que ocorre essa atração ocorre também a repulsão entre os elétrons A essa repulsão damos o nome de blindagem Cada elétron de um átomo é protegido blindado do efeito de atração da carga nuclear pelos elétrons do mesmo nível de energia e principalmente pelos elétrons dos níveis mais internos Apenas uma parte da carga nuclear atua realmente sobre os elétrons a carga nuclear efetiva Zef A Zef percebida pelos elétrons exteriores é determinada principalmente pela diferença entre as cargas do núcleo e a carga total dos elétrons interiores Deveremos considerar que muitas propriedades de um átomo são determinadas pela Zef A carga nuclear total positiva será blindada neutralizada pelas cargas negativas dos elétrons mais internos O resultado será este os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo assim os exteriores sentem só uma fração da carga nuclear total Para calcular o valor da Zef usamos a seguinte equação de Slater Zef Z S Sendo Zef carga nuclear efetiva Z carga nuclear corresponde ao número de prótons no núcleo S número médio de elétrons protetores ou constante de blindagem Para determinar Zef os elétrons são divididos em grupos cada um corresponde a uma constante de blindagem diferente 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p etc Note que os subníveis s e p devem ficar agrupados já os d e f devem ficar isolados A justificativa disso é a tabela periódica s e p fazem parte dos elementos representativos já o d é elemento de transição externa e f é elemento de transição interna Para qualquer elétron de dado grupo a constante de blindagem S é a soma das seguintes parcelas Zero para qualquer grupo exterior ao elétron considerado 035 para cada outro elétron do mesmo grupo além do elétron considerado exceto no grupo 1s no qual se usa o valor 03 Se o elétron considerado pertencer a um grupo ns np cada elétron do nível n 1 contribui com 085 e cada elétron dos níveis mais internos contribui com 1 Se o elétron considerado pertencer a um grupo nd ou nf cada elétron no mesmo grupo contribui com 035 e cada elétron dos grupos mais internos contribui com 1 Para calcular o valor de S em relação a determinado elétron devemos aplicar as regras de Slater Exemplos H Z 1 1s1 à Zef 1s 1 0 1 Be Z 4 1s2 2s2 1s 2s Número de elétrons em cada grupo 2 2 O grupo 2s2 apresenta um elétron vizinho portanto contribuirá com 035 na blindagem Já os elétrons 1s que são do grupo anterior ao 2s participarão com 085 no efeito de blindagem Z 4 1 x 085 2 x 085 195 F Z 9 1s2 2s2 2p5 1s 2s 2p Número de elétrons em cada grupo 2 7 Nesse caso calcularemos o efeito de blindagem para um elétron do grupo 2s 2p que seria o desemparelhado Portanto os outros seis 6 contribuirão com 035 na blindagem Já os elétrons 1s do grupo anterior ao 2s 2p participarão com 085 no efeito de blindagem Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 8 2 Nesse caso calcularemos o efeito de blindagem para um elétron do grupo 4s que apresenta um elétron vizinho Portanto um elétron contribuirá com 035 na blindagem Os 16 elétrons do grupo anterior 3s 3p 3d participarão com 085 no efeito de blindagem e os 10 elétrons das camadas mais anteriores 1s e 2s 2p contribuirão com 1 de blindagem Zef 28 1 035 16 085 10 1 405 Agora podemos analisar os períodos e os grupos na determinação da Zef Nos períodos a Zef será calculada diretamente pela equação de Slater Vamos analisar o Z entre o 5B e o 9F que estão no segundo período da tabela periódica Podemos calcular efetivamente o que foi mencionado nos exemplos anteriores Exemplo 5B 1s2 2s2 2p1 à Z 5 2 035 2 085 26 9F 1s2 2s2 2p5 à Z 7 6 035 2 085 39 Agora vamos considerar elementos que estejam no mesmo grupo da tabela periódica Pegaremos como exemplo os elementos do grupo 1 metais alcalinos 3Li à 1s2 2s1 11Na à 1s2 2s2 2p6 3s1 19K à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 37Rb à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Note que nas distribuições eletrônicas do Li para o Rb a blindagem S e a carga nuclear Z aumentam Para determinar a Zef devemos aplicar as regras de Slater Para isso vamos comparar os átomos de 19K e 37Rb 19K à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Primeiramente devemos agrupar esses elétrons para determinar a blindagem do elétron da 4s1 elétron da camada de valência da seguinte forma 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 1s 2s 2p 3s 3p Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 O grupo 3s 3p é o grupo anterior ao 4s portanto esses elétrons participarão com 085 no efeito de blindagem Já os grupos 1s e 2s 2p como se encontram nos níveis mais internos contribuirão com 1 ficando assim Z 19 8 085 10 100 22 O valor 22 é a carga real que está atraindo o elétron do orbital 4s1 ou seja dos 19 prótons do núcleo de potássio apenas cerca de 2 prótons conseguem atrair o elétron do 4s1 Para o Rb temos 37Rb à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Separando em grupos temos 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 10 8 O grupo 4s 4p é o grupo anterior ao 5s portanto esses elétrons participarão com 085 no efeito de blindagem Já os grupos 1s 2s 2p e 3s 3p 3d como se encontram nos níveis mais internos contribuirão com 1 ficando assim Z 37 8 085 28 1 22 Dos 37 prótons do núcleo do átomo de rubídio em torno de 2 prótons exercem atração pelo elétron da camada de valência o 5s1 Podemos também comparar a Zef de um cátion por exemplo o Rb da mesma forma 37Rb à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Separando em grupos temos 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 10 8 Nesse caso calcularemos o efeito de blindagem para um elétron do grupo 4s 4p que apresenta 7 elétrons vizinhos Portanto cada um dos 7 elétrons contribuirá com 035 na blindagem Os 18 elétrons do grupo anterior 3s 3p 3d participarão com 085 cada no efeito de blindagem e os 10 elétrons das camadas mais anteriores 1s e 2s 2p contribuirão com 1 de blindagem Zef 28 7 035 18 085 10 1 925 Perceba que a Zef do íon Rb é muito maior que o átomo neutro do Rb Isso faz com que no caso de um cátion os elétrons mais externos sejam mais fortemente atraídos tornando o raio do cátion sempre menor que o átomo neutro Com esses exemplos de Zef considerando os elementos do mesmo período e depois do mesmo grupo já podemos ter uma noção do que acontecerá nas propriedades periódicas pois a relação da atração elétronnúcleo terá influência direta no raio atômico na energia de ionização e em outras propriedades periódicas TEMA 2 CÁLCULO DE CARGA FORMAL A carga formal é calculada elemento por elemento numa determinada molécula sendo baseada nos nox A fórmula do cálculo de carga formal é Cf Ecv El12Ec Sendo Cf carga formal Ecv elétrons na camada de valência El elétrons livres Ec elétrons compartilhados Veja o exemplo no Quadro 1 do cálculo de carga formal do N2O cuja fórmula estrutural eletrônica pode ser visualizada na Figura 1 Figura 1 Fórmula estrutural eletrônica Fonte Araújo 2020 Quadro 1 Cálculo das cargas formais dos elementos Elemento Ecv El EC Cf 1º Nitrogênio 5 4 4 1 2º Nitrogênio 5 0 8 1 Oxigênio 6 4 4 0 Fonte Araújo 2020 Para compreender melhor vamos analisar os cálculos dos seguintes elementos CfN 5 4 1 24 5 6 1 CfN 5 0 1 28 5 4 1 CfO 6 4 1 24 6 6 0 Outra forma de cálculo se dá pelo corte dos elétrons envolvidos na ligação ficando metade para cada elemento e subtraindose do número de elétrons da camada de valência conforme a Figura 2 Figura 2 Cálculo das cargas formais pelo método de separação dos elétrons da ligação Fonte Araújo 2020 Veja que o primeiro nitrogênio tem 5 elétrons na camada de valência e 4 elétrons compartilhados então ficaria 5 6 1 sendo 5 o número de elétrons da camada de valência e 6 o número de elétrons com os quais o elemento fica após o corte pela metade dos elétrons que estavam sendo compartilhados ou seja 4 elétrons mais 2 elétrons após o corte No segundo nitrogênio ficariam 5 elétrons na camada de valência e 4 elétrons após os cortes sendo então 5 4 1 O oxigênio fica com 6 elétrons da camada de valência menos 6 elétrons que seriam 4 elétrons mais 2 após o corte ou seja 6 6 0 A carga formal mostra a estabilidade da molécula ou seja a maior possibilidade de existência Quanto mais próximo de zero forem os cálculos das cargas formais maior a possibilidade de existência da estrutura A Figura 3 demonstra outra possibilidade do N2O mostrando o valor das cargas formais de cada elemento Figura 3 Cálculo das cargas formais pelo método de separação dos elétrons da ligação Fonte Araújo 2020 Então pensando no N2O a primeira opção seria a de maior possibilidade de existência pois os valores das cargas formais são mais próximos de zero TEMA 3 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES As interações intermoleculares são uma espécie de ligação química mas com uma pequena alteração As ligações químicas como a iônica a covalente e a metálica envolvem os elétrons com base na regra do octeto ou seja numa ligação iônica os metais cedem elétrons aos ametais para adquirirem a estabilidade Já na covalente que ocorre entre ametais os elétrons são compartilhados e na metálica ocorre a perda de elétrons em grande quantidade formando o mar de elétrons Já nas interações intermoleculares a ligação é entre moléculas já estabilizadas após as ligações já terem sido feitas Então a diferença básica é que nas ligações ocorre a ligação entre elementos para adquirir a estabilidade envolvendo os elétrons da camada de valência já nas interações ocorre a ligação entre moléculas já estabilizadas 31 FORÇA DE DISPERSÃO DE LONDON Essa é uma interação muito fraca que varia inversamente ao inverso da sexta potência da separação intermolecular conforme a expressão a seguir FdL1r6 Sendo FdL força de dispersão de London r afastamento entre as moléculas Então quanto maior o afastamento entre as moléculas menor a força de interação entre elas As moléculas apolares fazem esse tipo de interação intermolecular Um exemplo seriam os hidrocarbonetos moléculas apolares que variam seu ponto de ebulição de acordo com a variação da massa molar da molécula conforme a Figura 4 Figura 4 Variação da temperatura de ebulição com o número de átomos de carbono para os hidrocarbonetos lineares Fonte Rocha 2001 p 31 É possível identificar que quanto maior a massa molar maior a temperatura de ebulição dos hidrocarbonetos apresentados 32 DIPOLODIPOLO As moléculas polares fazem esse tipo de interação intermolecular Um exemplo seriam as cetonas que são moléculas polares ou seja formam polos Figura 5 Figura 5 Momento de dipolo molecular da molécula de propanona acetona Fonte Araújo 2020 A expressão matemática que define a interação dipolodipolo é E dipolodipolo 14Ɛμa μb 2cos θa cos θb sen θa sen θb 1r3 Sendo μa μb momentos dipolares das moléculas a e b θa e θb ângulos formados da interação com uma referência horizontal Figura 6 r afastamento entre as moléculas Figura 6 Ângulos formados da interação com uma referência horizontal Fonte Rocha 2001 p 34 A energia de interação dipolodipolo depende então da orientação entre os dois dipolos dados pelos ângulos θa e θb e varia com o inverso da terceira potência da separação intermolecular 1r3 Uma vez que dipolos são propriedades vetoriais a estrutura tridimensional da molécula é crucial para a determinação da distribuição de cargas na molécula e por conseguinte do momento de dipolo resultante Rocha 2001 p 34 33 INTERAÇÕES DIPOLOPERMANENTEDIPOLO INDUZIDO As interações dipolopermanentedipolo induzido ocorrerão entre moléculas polares com apolares Nesse caso as moléculas polares que são as dipolopermanente formam polos em moléculas apolares sendo então denominadas dipoloinduzido Esse tipo de interação geralmente varia com o inverso da quarta potência da separação intermolecular 1r4 A força desta interação irá depender do momento de dipolo da primeira molécula e da polarizabilidade a da segunda molécula A polarizabilidade de uma molécula é uma grandeza física que indica com que facilidade a densidade eletrônica da molécula pode ser polarizada isto é formando uma distribuição assimétrica de densidade eletrônica cargas e por conseguinte ocorrendo a formação de dipolos instantâneos na molécula Rocha 2001 p 34 34 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO Esse tipo de interação ocorre exclusivamente em moléculas polares sendo necessária a presença do hidrogênio H ligado aos três elementos mais eletronegativos flúor F oxigênio O e nitrogênio N conforme a Figura 7 Figura 7 Interação de hidrogênio na molécula de água Fonte Araújo 2020 A combinação da formação de alta polaridade da ligação e o contato muito próximo entre as moléculas resultam numa interação particularmente forte 35 TENDÊNCIAS OBSERVADAS NAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES As interações como vimos não têm a mesma intensidade o que se deve à polaridade pois moléculas apolares contêm as interações mais fracas e as polares as mais fortes A ordem de força das interações demonstrada na Figura 8 é de grande importância pois é possível prever algumas características como ponto de ebulição pois quanto maior a força de interação maior o ponto de fusão e de ebulição das substâncias Figura 8 Ordem de força das interações e a relação com os pontos de fusão PF e de ebulição PE Fonte Araújo 2020 TEMA 4 PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO Os estados físicos da matéria são sólido líquido gasoso e plasma Figura 9 Figura 9 Estados físicos da matéria Fonte Fouad AShutterstock Numa visão microscópica a diferença básica seria o grau de organização do sistema sendo o sólido o mais organizado e o gasoso o mais bagunçado demonstrado na Figura 10 quando comparamos os estados sólido líquido e gasoso Figura 10 Grau de desordem do sistema e suas mudanças de estado físico Fonte Edu WatanabeShutterstock O grau de bagunça no sistema pode ser definido com a entropia S ou seja o estado sólido tem a menor entropia sendo o mais organizado e o gasoso tem a maior entropia sendo o mais bagunçado Em relação à mudança de estados físicos temos alguns nomes fusão evaporação liquefação solidificação ou sublimação A temperatura em que essas mudanças ocorrem é denominada como na fusão e na ebulição de temperatura ou ponto de fusão ou temperatura ou ponto de evaporação mais utilizado como ponto de ebulição TEMA 5 FORÇAS DE COESÃO E REPULSÃO NOS ESTADOS FÍSICOS Existe uma energia de ligação das moléculas que as mantém unidas ou não nos diferentes estados físicos da matéria Essas forças são denominadas forças de coesão e forças de repulsão As primeiras unem as moléculas já as últimas as afastam É a relação dessas forças que define o estado físico da matéria ou seja se estarão no estado sólido líquido ou gasoso 51 FORÇAS DE COESÃO Como já comentamos essa força une as moléculas ou seja quanto maior essa força maior a proximidade entre as diferentes moléculas Geralmente é a maior possível quando a substância está no estado sólido menor no estado gasoso e intermediária no estado líquido 52 FORÇAS DE REPULSÃO Como já comentamos essa força separa as moléculas ou seja quanto maior essa força maior o afastamento entre elas Geralmente é a maior possível quando a substância está no estado gasoso menor no estado sólido e intermediária no estado líquido conforme o Quadro 2 Quadro 2 Relação das forças de atração e de repulsão conforme o estado físico da substância Estado físico Representação Força de atração Força de repulsão Sólido Alta Baixa Líquido Intermediária Intermediária Gasoso Baixa Alta Fonte com base em Araújo 2020 Créditos Edu WatanabeShutterstock NA PRÁTICA Agora é sua vez 1 Calcule o efeito de blindagem para um elétron do grupo 2s 2p no caso o desemparelhado para o elemento flúor 2 Calcule o efeito de blindagem para um da camada de valência para o elemento cloro 3 UnificadoRJ Observe a tabela de pontos de ebulição O ponto de ebulição da água é anômalo em relação aos demais compostos da família do oxigênio porque a As moléculas da água são mais leves b Existem pontes de hidrogênio entre as moléculas da água c Existem forças de van der Waals entre as moléculas da água d Somente a molécula da água é apolar e As demais substâncias decompõemse termicamente 4 IFGO Considere o quadro a seguir Ele apresenta as temperaturas de fusão e de ebulição das substâncias Cl2 ICl e I2 Considerando essas substâncias e suas propriedades é correto afirmar que a No Cl2 as interações intermoleculares são mais fortes que no I2 b Nas condições normais de temperatura e pressão o Cl2 é gasoso o ICl é líquido e o I2 é sólido c Na molécula de ICl a nuvem eletrônica da ligação covalente está mais deslocada para o átomo de cloro d No ICl as interações intermoleculares são exclusivamente do tipo dipolo instantâneo dipolo induzido e O ponto de fusão da molécula de I2 é o maior das três substâncias porque suas interações intermoleculares são mais intensas FINALIZANDO Nesta aula discutimos assuntos de grande relevância como o cálculo de carga nuclear e o efeito de blindagem que impede os elétrons de serem atraídos pelo núcleo devido à diferença de cargas núcleoeletrosferas Também vimos as interações intermoleculares que influenciam diretamente propriedades químicas e físicas das substâncias e as mudanças dos estados físicos da matéria Esses conceitos estão todos interligados de uma forma ou de outra auxiliandonos a compreender diversos outros assuntos relacionados à química inorgânica ou geral como um todo REFERÊNCIAS LEE J D Química inorgânica não tão concisa 4 ed São Paulo Edgard Blücher 1996 ROCHA W R Interações intermoleculares Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola Sl n 4 maio 2001 Disponível em httpqnescsbqorgbronlinecadernos04interacpdf Acesso em 22 set 2020 RUSSEL J B Química geral São Paulo Makron Books 2004 SHRIVER D ATKINS P Química inorgânica 4 ed Porto Alegre Bookman 2008
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QUÍMICA INORGÂNICA AULA 5 Prof Eduardo Moraes Araújo CONVERSA INICIAL Nesta aula visualizaremos mais alguns termos de grande relevância para a química inorgânica Carga nuclear Carga formal Interações intermoleculares Mudanças de estado físico e suas relações TEMA 1 CARGA NUCLEAR EFETIVA ZEF OU Z Os elétrons são atraídos pelo núcleo do átomo devido à atração eletrostática cargas opostas entre eles Mas ao mesmo tempo que ocorre essa atração ocorre também a repulsão entre os elétrons A essa repulsão damos o nome de blindagem Cada elétron de um átomo é protegido blindado do efeito de atração da carga nuclear pelos elétrons do mesmo nível de energia e principalmente pelos elétrons dos níveis mais internos Apenas uma parte da carga nuclear atua realmente sobre os elétrons a carga nuclear efetiva Zef A Zef percebida pelos elétrons exteriores é determinada principalmente pela diferença entre as cargas do núcleo e a carga total dos elétrons interiores Deveremos considerar que muitas propriedades de um átomo são determinadas pela Zef A carga nuclear total positiva será blindada neutralizada pelas cargas negativas dos elétrons mais internos O resultado será este os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo assim os exteriores sentem só uma fração da carga nuclear total Para calcular o valor da Zef usamos a seguinte equação de Slater Zef Z S Sendo Zef carga nuclear efetiva Z carga nuclear corresponde ao número de prótons no núcleo S número médio de elétrons protetores ou constante de blindagem Para determinar Zef os elétrons são divididos em grupos cada um corresponde a uma constante de blindagem diferente 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p etc Note que os subníveis s e p devem ficar agrupados já os d e f devem ficar isolados A justificativa disso é a tabela periódica s e p fazem parte dos elementos representativos já o d é elemento de transição externa e f é elemento de transição interna Para qualquer elétron de dado grupo a constante de blindagem S é a soma das seguintes parcelas Zero para qualquer grupo exterior ao elétron considerado 035 para cada outro elétron do mesmo grupo além do elétron considerado exceto no grupo 1s no qual se usa o valor 03 Se o elétron considerado pertencer a um grupo ns np cada elétron do nível n 1 contribui com 085 e cada elétron dos níveis mais internos contribui com 1 Se o elétron considerado pertencer a um grupo nd ou nf cada elétron no mesmo grupo contribui com 035 e cada elétron dos grupos mais internos contribui com 1 Para calcular o valor de S em relação a determinado elétron devemos aplicar as regras de Slater Exemplos H Z 1 1s1 à Zef 1s 1 0 1 Be Z 4 1s2 2s2 1s 2s Número de elétrons em cada grupo 2 2 O grupo 2s2 apresenta um elétron vizinho portanto contribuirá com 035 na blindagem Já os elétrons 1s que são do grupo anterior ao 2s participarão com 085 no efeito de blindagem Z 4 1 x 085 2 x 085 195 F Z 9 1s2 2s2 2p5 1s 2s 2p Número de elétrons em cada grupo 2 7 Nesse caso calcularemos o efeito de blindagem para um elétron do grupo 2s 2p que seria o desemparelhado Portanto os outros seis 6 contribuirão com 035 na blindagem Já os elétrons 1s do grupo anterior ao 2s 2p participarão com 085 no efeito de blindagem Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 8 2 Nesse caso calcularemos o efeito de blindagem para um elétron do grupo 4s que apresenta um elétron vizinho Portanto um elétron contribuirá com 035 na blindagem Os 16 elétrons do grupo anterior 3s 3p 3d participarão com 085 no efeito de blindagem e os 10 elétrons das camadas mais anteriores 1s e 2s 2p contribuirão com 1 de blindagem Zef 28 1 035 16 085 10 1 405 Agora podemos analisar os períodos e os grupos na determinação da Zef Nos períodos a Zef será calculada diretamente pela equação de Slater Vamos analisar o Z entre o 5B e o 9F que estão no segundo período da tabela periódica Podemos calcular efetivamente o que foi mencionado nos exemplos anteriores Exemplo 5B 1s2 2s2 2p1 à Z 5 2 035 2 085 26 9F 1s2 2s2 2p5 à Z 7 6 035 2 085 39 Agora vamos considerar elementos que estejam no mesmo grupo da tabela periódica Pegaremos como exemplo os elementos do grupo 1 metais alcalinos 3Li à 1s2 2s1 11Na à 1s2 2s2 2p6 3s1 19K à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 37Rb à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Note que nas distribuições eletrônicas do Li para o Rb a blindagem S e a carga nuclear Z aumentam Para determinar a Zef devemos aplicar as regras de Slater Para isso vamos comparar os átomos de 19K e 37Rb 19K à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Primeiramente devemos agrupar esses elétrons para determinar a blindagem do elétron da 4s1 elétron da camada de valência da seguinte forma 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 1s 2s 2p 3s 3p Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 O grupo 3s 3p é o grupo anterior ao 4s portanto esses elétrons participarão com 085 no efeito de blindagem Já os grupos 1s e 2s 2p como se encontram nos níveis mais internos contribuirão com 1 ficando assim Z 19 8 085 10 100 22 O valor 22 é a carga real que está atraindo o elétron do orbital 4s1 ou seja dos 19 prótons do núcleo de potássio apenas cerca de 2 prótons conseguem atrair o elétron do 4s1 Para o Rb temos 37Rb à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Separando em grupos temos 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 10 8 O grupo 4s 4p é o grupo anterior ao 5s portanto esses elétrons participarão com 085 no efeito de blindagem Já os grupos 1s 2s 2p e 3s 3p 3d como se encontram nos níveis mais internos contribuirão com 1 ficando assim Z 37 8 085 28 1 22 Dos 37 prótons do núcleo do átomo de rubídio em torno de 2 prótons exercem atração pelo elétron da camada de valência o 5s1 Podemos também comparar a Zef de um cátion por exemplo o Rb da mesma forma 37Rb à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Separando em grupos temos 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p Número de elétrons em cada grupo 2 8 8 10 8 Nesse caso calcularemos o efeito de blindagem para um elétron do grupo 4s 4p que apresenta 7 elétrons vizinhos Portanto cada um dos 7 elétrons contribuirá com 035 na blindagem Os 18 elétrons do grupo anterior 3s 3p 3d participarão com 085 cada no efeito de blindagem e os 10 elétrons das camadas mais anteriores 1s e 2s 2p contribuirão com 1 de blindagem Zef 28 7 035 18 085 10 1 925 Perceba que a Zef do íon Rb é muito maior que o átomo neutro do Rb Isso faz com que no caso de um cátion os elétrons mais externos sejam mais fortemente atraídos tornando o raio do cátion sempre menor que o átomo neutro Com esses exemplos de Zef considerando os elementos do mesmo período e depois do mesmo grupo já podemos ter uma noção do que acontecerá nas propriedades periódicas pois a relação da atração elétronnúcleo terá influência direta no raio atômico na energia de ionização e em outras propriedades periódicas TEMA 2 CÁLCULO DE CARGA FORMAL A carga formal é calculada elemento por elemento numa determinada molécula sendo baseada nos nox A fórmula do cálculo de carga formal é Cf Ecv El12Ec Sendo Cf carga formal Ecv elétrons na camada de valência El elétrons livres Ec elétrons compartilhados Veja o exemplo no Quadro 1 do cálculo de carga formal do N2O cuja fórmula estrutural eletrônica pode ser visualizada na Figura 1 Figura 1 Fórmula estrutural eletrônica Fonte Araújo 2020 Quadro 1 Cálculo das cargas formais dos elementos Elemento Ecv El EC Cf 1º Nitrogênio 5 4 4 1 2º Nitrogênio 5 0 8 1 Oxigênio 6 4 4 0 Fonte Araújo 2020 Para compreender melhor vamos analisar os cálculos dos seguintes elementos CfN 5 4 1 24 5 6 1 CfN 5 0 1 28 5 4 1 CfO 6 4 1 24 6 6 0 Outra forma de cálculo se dá pelo corte dos elétrons envolvidos na ligação ficando metade para cada elemento e subtraindose do número de elétrons da camada de valência conforme a Figura 2 Figura 2 Cálculo das cargas formais pelo método de separação dos elétrons da ligação Fonte Araújo 2020 Veja que o primeiro nitrogênio tem 5 elétrons na camada de valência e 4 elétrons compartilhados então ficaria 5 6 1 sendo 5 o número de elétrons da camada de valência e 6 o número de elétrons com os quais o elemento fica após o corte pela metade dos elétrons que estavam sendo compartilhados ou seja 4 elétrons mais 2 elétrons após o corte No segundo nitrogênio ficariam 5 elétrons na camada de valência e 4 elétrons após os cortes sendo então 5 4 1 O oxigênio fica com 6 elétrons da camada de valência menos 6 elétrons que seriam 4 elétrons mais 2 após o corte ou seja 6 6 0 A carga formal mostra a estabilidade da molécula ou seja a maior possibilidade de existência Quanto mais próximo de zero forem os cálculos das cargas formais maior a possibilidade de existência da estrutura A Figura 3 demonstra outra possibilidade do N2O mostrando o valor das cargas formais de cada elemento Figura 3 Cálculo das cargas formais pelo método de separação dos elétrons da ligação Fonte Araújo 2020 Então pensando no N2O a primeira opção seria a de maior possibilidade de existência pois os valores das cargas formais são mais próximos de zero TEMA 3 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES As interações intermoleculares são uma espécie de ligação química mas com uma pequena alteração As ligações químicas como a iônica a covalente e a metálica envolvem os elétrons com base na regra do octeto ou seja numa ligação iônica os metais cedem elétrons aos ametais para adquirirem a estabilidade Já na covalente que ocorre entre ametais os elétrons são compartilhados e na metálica ocorre a perda de elétrons em grande quantidade formando o mar de elétrons Já nas interações intermoleculares a ligação é entre moléculas já estabilizadas após as ligações já terem sido feitas Então a diferença básica é que nas ligações ocorre a ligação entre elementos para adquirir a estabilidade envolvendo os elétrons da camada de valência já nas interações ocorre a ligação entre moléculas já estabilizadas 31 FORÇA DE DISPERSÃO DE LONDON Essa é uma interação muito fraca que varia inversamente ao inverso da sexta potência da separação intermolecular conforme a expressão a seguir FdL1r6 Sendo FdL força de dispersão de London r afastamento entre as moléculas Então quanto maior o afastamento entre as moléculas menor a força de interação entre elas As moléculas apolares fazem esse tipo de interação intermolecular Um exemplo seriam os hidrocarbonetos moléculas apolares que variam seu ponto de ebulição de acordo com a variação da massa molar da molécula conforme a Figura 4 Figura 4 Variação da temperatura de ebulição com o número de átomos de carbono para os hidrocarbonetos lineares Fonte Rocha 2001 p 31 É possível identificar que quanto maior a massa molar maior a temperatura de ebulição dos hidrocarbonetos apresentados 32 DIPOLODIPOLO As moléculas polares fazem esse tipo de interação intermolecular Um exemplo seriam as cetonas que são moléculas polares ou seja formam polos Figura 5 Figura 5 Momento de dipolo molecular da molécula de propanona acetona Fonte Araújo 2020 A expressão matemática que define a interação dipolodipolo é E dipolodipolo 14Ɛμa μb 2cos θa cos θb sen θa sen θb 1r3 Sendo μa μb momentos dipolares das moléculas a e b θa e θb ângulos formados da interação com uma referência horizontal Figura 6 r afastamento entre as moléculas Figura 6 Ângulos formados da interação com uma referência horizontal Fonte Rocha 2001 p 34 A energia de interação dipolodipolo depende então da orientação entre os dois dipolos dados pelos ângulos θa e θb e varia com o inverso da terceira potência da separação intermolecular 1r3 Uma vez que dipolos são propriedades vetoriais a estrutura tridimensional da molécula é crucial para a determinação da distribuição de cargas na molécula e por conseguinte do momento de dipolo resultante Rocha 2001 p 34 33 INTERAÇÕES DIPOLOPERMANENTEDIPOLO INDUZIDO As interações dipolopermanentedipolo induzido ocorrerão entre moléculas polares com apolares Nesse caso as moléculas polares que são as dipolopermanente formam polos em moléculas apolares sendo então denominadas dipoloinduzido Esse tipo de interação geralmente varia com o inverso da quarta potência da separação intermolecular 1r4 A força desta interação irá depender do momento de dipolo da primeira molécula e da polarizabilidade a da segunda molécula A polarizabilidade de uma molécula é uma grandeza física que indica com que facilidade a densidade eletrônica da molécula pode ser polarizada isto é formando uma distribuição assimétrica de densidade eletrônica cargas e por conseguinte ocorrendo a formação de dipolos instantâneos na molécula Rocha 2001 p 34 34 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO Esse tipo de interação ocorre exclusivamente em moléculas polares sendo necessária a presença do hidrogênio H ligado aos três elementos mais eletronegativos flúor F oxigênio O e nitrogênio N conforme a Figura 7 Figura 7 Interação de hidrogênio na molécula de água Fonte Araújo 2020 A combinação da formação de alta polaridade da ligação e o contato muito próximo entre as moléculas resultam numa interação particularmente forte 35 TENDÊNCIAS OBSERVADAS NAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES As interações como vimos não têm a mesma intensidade o que se deve à polaridade pois moléculas apolares contêm as interações mais fracas e as polares as mais fortes A ordem de força das interações demonstrada na Figura 8 é de grande importância pois é possível prever algumas características como ponto de ebulição pois quanto maior a força de interação maior o ponto de fusão e de ebulição das substâncias Figura 8 Ordem de força das interações e a relação com os pontos de fusão PF e de ebulição PE Fonte Araújo 2020 TEMA 4 PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO Os estados físicos da matéria são sólido líquido gasoso e plasma Figura 9 Figura 9 Estados físicos da matéria Fonte Fouad AShutterstock Numa visão microscópica a diferença básica seria o grau de organização do sistema sendo o sólido o mais organizado e o gasoso o mais bagunçado demonstrado na Figura 10 quando comparamos os estados sólido líquido e gasoso Figura 10 Grau de desordem do sistema e suas mudanças de estado físico Fonte Edu WatanabeShutterstock O grau de bagunça no sistema pode ser definido com a entropia S ou seja o estado sólido tem a menor entropia sendo o mais organizado e o gasoso tem a maior entropia sendo o mais bagunçado Em relação à mudança de estados físicos temos alguns nomes fusão evaporação liquefação solidificação ou sublimação A temperatura em que essas mudanças ocorrem é denominada como na fusão e na ebulição de temperatura ou ponto de fusão ou temperatura ou ponto de evaporação mais utilizado como ponto de ebulição TEMA 5 FORÇAS DE COESÃO E REPULSÃO NOS ESTADOS FÍSICOS Existe uma energia de ligação das moléculas que as mantém unidas ou não nos diferentes estados físicos da matéria Essas forças são denominadas forças de coesão e forças de repulsão As primeiras unem as moléculas já as últimas as afastam É a relação dessas forças que define o estado físico da matéria ou seja se estarão no estado sólido líquido ou gasoso 51 FORÇAS DE COESÃO Como já comentamos essa força une as moléculas ou seja quanto maior essa força maior a proximidade entre as diferentes moléculas Geralmente é a maior possível quando a substância está no estado sólido menor no estado gasoso e intermediária no estado líquido 52 FORÇAS DE REPULSÃO Como já comentamos essa força separa as moléculas ou seja quanto maior essa força maior o afastamento entre elas Geralmente é a maior possível quando a substância está no estado gasoso menor no estado sólido e intermediária no estado líquido conforme o Quadro 2 Quadro 2 Relação das forças de atração e de repulsão conforme o estado físico da substância Estado físico Representação Força de atração Força de repulsão Sólido Alta Baixa Líquido Intermediária Intermediária Gasoso Baixa Alta Fonte com base em Araújo 2020 Créditos Edu WatanabeShutterstock NA PRÁTICA Agora é sua vez 1 Calcule o efeito de blindagem para um elétron do grupo 2s 2p no caso o desemparelhado para o elemento flúor 2 Calcule o efeito de blindagem para um da camada de valência para o elemento cloro 3 UnificadoRJ Observe a tabela de pontos de ebulição O ponto de ebulição da água é anômalo em relação aos demais compostos da família do oxigênio porque a As moléculas da água são mais leves b Existem pontes de hidrogênio entre as moléculas da água c Existem forças de van der Waals entre as moléculas da água d Somente a molécula da água é apolar e As demais substâncias decompõemse termicamente 4 IFGO Considere o quadro a seguir Ele apresenta as temperaturas de fusão e de ebulição das substâncias Cl2 ICl e I2 Considerando essas substâncias e suas propriedades é correto afirmar que a No Cl2 as interações intermoleculares são mais fortes que no I2 b Nas condições normais de temperatura e pressão o Cl2 é gasoso o ICl é líquido e o I2 é sólido c Na molécula de ICl a nuvem eletrônica da ligação covalente está mais deslocada para o átomo de cloro d No ICl as interações intermoleculares são exclusivamente do tipo dipolo instantâneo dipolo induzido e O ponto de fusão da molécula de I2 é o maior das três substâncias porque suas interações intermoleculares são mais intensas FINALIZANDO Nesta aula discutimos assuntos de grande relevância como o cálculo de carga nuclear e o efeito de blindagem que impede os elétrons de serem atraídos pelo núcleo devido à diferença de cargas núcleoeletrosferas Também vimos as interações intermoleculares que influenciam diretamente propriedades químicas e físicas das substâncias e as mudanças dos estados físicos da matéria Esses conceitos estão todos interligados de uma forma ou de outra auxiliandonos a compreender diversos outros assuntos relacionados à química inorgânica ou geral como um todo REFERÊNCIAS LEE J D Química inorgânica não tão concisa 4 ed São Paulo Edgard Blücher 1996 ROCHA W R Interações intermoleculares Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola Sl n 4 maio 2001 Disponível em httpqnescsbqorgbronlinecadernos04interacpdf Acesso em 22 set 2020 RUSSEL J B Química geral São Paulo Makron Books 2004 SHRIVER D ATKINS P Química inorgânica 4 ed Porto Alegre Bookman 2008