QUI-023_NOTAS_DE_AULA_1_07_09_2013

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QUÍMICA INORGÂNICA QUI023 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ - UNIFEI 
INSTITUTO DE FÍSICA E QUÍMICA - IFQ 
 
 
 
 
 
 
 
NOTAS DE AULA DE QUÍMICA INORGÂNICA 1 – QUI023: 
 
BACHARELADO EM QUÍMICA 
ENGENHARIA QUÍMICA 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ITAJUBÁ, 2O. SEMESTRE DE 2013 
QUÍMICA INORGÂNICA QUI023 
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 Na disciplina de Química Inorgânica I, serão estudadas as teorias 
de ligação química. Essas teorias foram desenvolvidas com o intuito de 
entender e explicar as ligações covalentes, uma vez que para a ligação 
iônica já se tinha a definição através da atração entre espécies com cargas 
opostas (íons). Para a ligação iônica, esta definição é razoável e permite, 
por exemplo, definir força de ligação por meio de equações de energia de 
rede. Para a ligação covalente, a ideia do compartilhamento de pares 
eletrônicos é suficiente para entedermos a diferença entre esta ligação e a 
ligação iônica, e entendermos algumas propriedades das substâncias. 
 
 AAUULLAA 11:: ÁÁttoommooss PPoolliieelleettrrôônniiccooss 
 
 Para entender as teorias de ligação química precisamos entender os 
modelos atômicos. A teoria atômica preconiza como os átomos se 
estruturam, quais são as propriedades das partículas sub-atômicas e 
como identificamos estas espécies em relação à energia. Entretanto, os 
questionamentos principais em química estão relacionados à moléculas, 
suas propriedades e como estas reagem entre si. Deste ponto de vista, as 
ligações químicas coordenam estes fatores. As propriedades físico-
químicas de substânicas são definidas pelas suas interações interatômicas 
sejam elas ligações químicas ou interações intermoleculares. Nas reações, 
ligações são quebradas e outras novas são formadas. Por isso é 
fundamental entendermos como as ligações ocorrem, qual(is) é(são) a(as) 
energia(s) envolvida(s) nestas ligações, e como prever a formação de 
novas ligações químicas entre átomos ou grupo de átomos. 
As ligações químicas se 
estabelecem entre átomos, então é 
imprescindível incluir os conceitos 
das teorias atômicas para explicar a 
interação entre as espécies. A partir 
do modelo atômico de Thomson. Já 
poderíamos explicar por exemplo, a 
ligação iônica, porque a existência 
de partículas negativas e positivas 
já reconhecida, então poderíamos 
definir a existência de cátions e 
ânions e prever sua atração eletrostática entretanto, poderia nos fornecer 
Figura 1: Slide 02, Aula 1 
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uma ideia errada de que os elétrons não poderiam sair da “massa 
positiva” uma vez que todos os elétrons sofreriam uma atração muito 
forte com a carga positiva. Assim seria um pouco complicado justificar 
energeticamente a saída de um elétron de um átomo para formar o cátion 
utilizando o modelo de Thomson. 
  Os modelos atômicos mais modernos, que incluem a definição do 
núcleo atômico, incluem também uma separação de energia entre os 
elétrons. O modelo de Rutherford, apesar de não incluir a quantização de 
energia trazida por Planck, e considerar o elétron apenas como partícula, 
já fazia a divisão entre a região chamada eletrosfera, na qual estariam 
apenas os elétrons se movimentando ao redor do núcleo, e a região do 
núcleo atômico extremamente menor do que a primeira e onde estariam 
localizados as partículas de carga elétrica positiva e as partículas de carga 
elétrica neutra. Apesar de contemplar o elétron como partícula, o modelo 
de Rutherford previa a energia eletrostática de atração elétron-núcleo, e 
por isso, se houvesse uma fonte de energia (por exemplo, proveniente da 
ligação química), o elétron poderia sair de uma eletrosfera para outra, 
esta seria uma hipótese razoável para prever o surgimento de cátions e 
ânions. 
 Foi apenas com Bohr, após a introdução dos conceitos da mecânica 
quântica enunciada por Planck, que o elétron passou a ser entendido 
como uma espécie dual, que apresenta propriedades de onda e partícula e 
por isso, seu movimento e suas propriedades energéticas deveriam ser 
descritas através da mecânica quântica. Bohr prôpos uma inclusão mais 
rudimentar destas propriedades, incluindo o conceito de nível energético 
nos quais os elétrons estariam e que a passagem de um nível para outro 
de maior energia seria possível de acordo com a energia de cada elétron e 
que isso explicaria algumas propriedades como por exemplo os espectros 
de linhas para os átomos de Hidrogênio e Sódio. A principal falha do 
modelo de Bohr é descrever o movimento dos elétrons em duas 
dimensões apenas como se eles realizassem um movimento circular 
estacionário ao redor do núcleo. 
 O modelo atômico de Schrödinger corrige a descrição do 
movimento do elétron, definindo um movimento em três dimensões de 
acordo com uma função de onda, que deve ter também uma 
periodicidade relacionada ao comportamento ondulatório do elétron. 
Cada orbital atômico é então definido pela resolução de uma equação a 
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partir do conhecimento da Energia daquele nível. Para cada nível 
algumas soluções matemáticas são possíveis, ou seja, funções de onda 
que apresentam a mesma energia como resultado da resolução da 
equação de Schrodinger. Assim, para o primeiro nível de energia (n=1) 
apenas uma solução é encontrada, e a função de onda que resolve esta 
equação para n=1 define a região 
de densidade eletrônica do orbital 
1s, que tem simetria esférica. 
Resolvendo a equação para os 
outros níveis, outras soluções são 
encontradas, para n=2, outra 
região de densidade eletrônica de 
simetria esférica é definida 
(orbital 2s). Este orbital apresenta 
menor energia do que as outras 3 
soluções possíveis com simetria 
defina nos eixos, x, y e z, que são os orbitais px, py e pz. Passando para o 
próximo nível de energia (n=3), outras 5 soluções de energias idênticas 
mas de simetrias diferentes que são os orbitais dxy, dxz, dyz, dx2-y2 e dz2 
A teoria atômica moderna 
governa a organização dos 
elétrons nos orbitais atômicos 
que possuem simetria e energia 
específicas, e com o auxílio de 
regras como a de Hund e o 
Princípio de exclusão de Pauli, 
nos auxilia a distribuir os 
elétrons nos átomos. Sabendo 
disso, é possível antever que para 
explicar como a ligação química 
que ocorre entre dois átomos, deve-se precisar incluir nesta explicação os 
orbitais atômicos. Entretanto, como a definição e a vizualizaçao espacial 
destes orbitais exige alguns conceitos matemáticos e capacidade de 
abstração espacial, várias teorias da ligação foram desenvolvidas sem o 
auxílio do modelo atômico moderno. 
 
 
Figura 2: Slide 03, Aula 1 
Figura 3: Slide 04, Aula 1 
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 AAUULLAA 22:: EEssttrruuttuurraa MMoolleeccuullaarr ee IInnttrroodduuççããoo àà TTeeoorriiaass ddee LLiiggaaççããoo 
 AAss eessttrruuttuurraass ddee LLeewwiiss.. 
 
O modelo das estruturas de 
Lewis, foi a primeira tentativa de 
racionalizar a ligação química. 
Ela explica as ligações químicas 
de molécula já conhecidas. As 
estruturas de Lewis usam os 
elétrons das camadas de valência 
dos átomos que formam estas 
ligações assumindo que todos 
estes elétrons estarão 
emparelhados. Assim as ideias propostas por Lewis conseguem explicar a 
formação das ligações simples, duplas e triplas. Define também o conceito 
de par isolado, aquele que não está envolvido na formação da(s) 
ligação(ões). Estas estruturas obedecem à “regra do octeto” para serem 
construídas. Lewis introduziu também o conceito de ressonância, para 
explicar tipos de ligações diferentes envolvento átomos idênticos (O3, SO3 
etc.). Apesar de simples, o modelo de Lewis, consegue diferenciar as 
ligações químicas pela sua força e consequente tamanho, evidenciando 
que uma ligação tripla é mais curta e mais forte do que uma
ligação 
dupla, que é mais forte e mais curta do que uma ligação simples. As 
estruturas de Lewis entretanto descrevem de forma muito rudimentar a 
geometria das moléculas, posicionando-as no plano, e erra 
principalemente para moléculas poliátomicas. 
 
OO mmooddeelloo RRPPEECCVV ((RReeppuullssããoo ddooss ppaarreess eelleettrrôônniiccooss nnaa ccaammaaddaa ddee 
vvaallêênncciiaa)).. 
 É uma extensão do modelo das estruturas de Lewis, pois utiliza os 
pares eletrônicos mas ao definí-los como regiões de densidade eletrônica, 
e utilizando estas regiões (ligantes ou não) como regiões de repulsão 
consegue explicar e prever de forma satisfatória a geometria de moléculas 
simples e poliatômicas. A ideia principal aqui é que uma vez formadas as 
ligações covalentes por compartilhamento de elétrons, estes pares 
eletrônicos e outros da camada de valência, irão se repelir o máximo 
possível, ocupando regiões fora do plano do átomo central e assim, 
Figura 4: Slide 05, Aula 2 
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gerando a geometria molecular 
definda pela posição dos átomos que 
compõe a molécula como 
explicado na Figura 5. Assim são 
definidas as geometrias para 
moléculas poliatômicas do tipo: 
AB2, AB3, AB4 etc. Para moléculas 
com um número maior de átomos 
o modelo começa a falhar ou 
lançar mão de estratégias para a 
avaliar a interação eletrostática 
entre os pares de elétrons não-
ligantes e pares de elétrons 
ligantes na molécula para 
verificar qual estrutura é mais 
estável dentre as possibilidades 
para a configuração de geometria 
da molécula (Figura 6) A 
estrutura que possuir o menor 
número de interações par não- 
ligante - par não-ligante será a mais estável, pois os pares não-ligantes são 
mais volumosos (pensnado em densidade eletrônica), e por isso a 
repulsão eletrostática é maior. Em seguida, o que tiver menor número de 
interações repulsivas do tipo par não-ligante – par-ligante (PL) é a mais 
estável. De um modo geral temos que as interações entre pares de 
elétrons seguem a seqüência: 
PNL-PNL > PNLPL > PL-PL. 
Apesar das falhas em predizer 
algumas geometrias para 
moléculas mais complexas, a 
RPECV consegue adiantar as 
explicações para polaridade 
molecular de algumas moléculas 
mais simples pela determinação 
da geometria. Por exemplo, as 
moléculas de CO2 e H2O são 
respectivamente apolar e polar, isso porque o dióxido de carbono é linear 
Figura 5: Slide 06, Aula 2 
Figura 6: Slide 06, Aula 2 
Figura 7: Slide 11, Aula 2 
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de acordo com a RPECV e a água angular. Assim no primeiro caso os 
vetores se anulam, e no segundo geram uma resultante diferente de zero. 
 
TTeeoorriiaa ddee lliiggaaççããoo ddee vvaallêênncciiaa ((TTLLVV)) 
 
É a primeira teoria que inclui efetivamente os orbitais atômicos na 
descrição da ligação química. Com isso, Linus Pauling define a ligação 
química através de átomos que se aproximam de acordo com o modelo 
atômico moderno, utilizando as simetrias e as energias dos orbitais 
atômicos para definir a estabilidade das ligações químicas e a geometria 
das moléculas. Pela TLV, na formação de uma ligação química os orbitais 
devem se superpor. Para análise a formação da ligação, apenas os orbitais 
de valência são utilizados para 
descrever esse fenômeno. 
Analisemos novamente a 
formação da molécula de H2. Cada 
átomo de hidrogênio apresenta o 
orbital 1s ocupado com um 
elétron. Quando os dois átomos 
estão suficientemente próximos 
para que haja superposição dos 
dois orbitais, ocorre a formação da 
ligação química. A região de densidade eletrônica agora é definida com 
uma simetria específica da superposição dos orbitais 1s e chamada de 
região de ligação σ, ou apenas 
ligação σ. Para as moléculas que 
apresentam outros tipos de 
orbitais atômicos de valência, a 
TLV também prevê que estes 
orbitais irão se superpor através 
da formação da ligação química 
originando outros tipos de 
ligação σ e também a ligação π. 
Assim sao explicadas as ligações 
químicas para moléculas 
diatômicas mais simples como N2, O2 e Cl2. A TLV também faz a 
tentativa para explicar moléculas poliatômicas heteronucleares como por 
exemplo, H2O e CH4. Para a molécula de água, imagina-se que os orbitais 
Figura 8: Slide 16, Aula 3 
Figura 9: Slide 16, Aula 3 
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atômicos do tipo 1s do hidrogênio irão se aproximar na simetria dos 
orbitais py e pz do oxigênio, que estarão semi-preenchidos, ávidos pelo 
compartilhamento (Atenção: Perceba que conceitualmente qualquer um dos 3 
orbitais p do oxigênio poderia estar 
totalmente ocupado. Neste caso, o 
importante é lembrar que os outros 
dois orbitais disponíveis descrevem 
um ângulo de 90º). Com esta 
aproximação duas ligações 
simples do tipo σ são formadas, e 
o ângulo H-O-H é definido com 
90º. Sabemos que este ângulo é 
menor do que o definido 
experimentalmente, e por isso a TLV tenta resolver esta imprecisão na 
definição da geometria com 3 conceitos novos: A promoção, a 
hibridização e a isolobalidade. A Promoção consiste em desemparelhar 
elétrons de um orbital menos energético e promovê-lo para um orbital de 
maior energia. A hibridização consiste na “mistura” de diferentes orbitais 
atômicos do átomo central, prevendo orbitais hibridizados que satisfaçam 
as condições de direção de aproximação dos átomos que se ligarão ao 
átomo central, promovendo a geometria correta. E a isolobalidade, 
consiste na simplificação de orbitais atômicos (hibridizados ou puros) 
para previsão de geometrias de moléculas mais complexas. 
No caso do CH4, por 
exemplo, o carbono precisa de 4 
orbitais de mesma simetria e 
energia com um elétron em cada 
para se ligarem aos orbitais 1s do 
hidrogênio. O carbono no estado 
fundamental tem configuração 
eletrônica 2s2 2p2. Promovendo 
um elétron do orbital 2s para o 
orbital 2p, podemos gerar os 4 orbitais híbridos sp3. São 4 orbitais atômicos 
gerando 4 orbitais híbridos, cada um voltado para a direção dos vértices 
de um tetraedro, formando assim a molécula de metano definindo como 
num tetraedro, ângulos entre as ligações é de 109,5º. A TLV gera 
naturalmente a estrutura de Lewis para as moléculas devido ao fato de se 
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basear no compartilhamento de pares de elétrons. Avança na descrição de 
geometrias para moléculas mais complexas e na descrição da ligação 
química através de orbitais atômicos. Mesmo assim, há sérias 
dificuldades em se tratar moléculas que apresentam elétrons 
desemparelhados em seu estado fundamental, como, por exemplo, a 
molécula de O2. 
Outros questionamentos limitam o entendimento das ligações 
químicas apenas pela TLV: Como explicar a cor das moléculas? E suas 
propriedades magnéticas? Como podemos compreender a formação de 
ligação química do ponto de vista da química quântica? Como ficam os 
orbitais atômicos depois dos átomos ligados? Para respondermos estas e 
outras questões, precisamos compreender que para um sistema de muitos 
elétrons, seja um átomo ou um arranjo deles (moléculas), devemos 
descrever o movimento destes elétrons de acordo com a mecânica 
quântica, ou seja a partir da solução da equação de Schrödinger 
apresentada no modelo atômico moderno.