Química geral até reações

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Química geral até reações

  1. 1. Química 1Química Geral 1
  2. 2. Pré-VestibularTeoria e Exercícios Propostos
  3. 3. índice.química 1Capítulo 01. Modelos Atômicos 1. Introdução à química ............................................................................................ 9 2. Modelo Atômico de Dalton ..................................................................................... 9 3. Modelo Atômico de Thomson ................................................................................. 9 4. Modelo Atômico de Rutherford ............................................................................... 9 5. Modelo Atômico Clássico ..................................................................................... 10 6. Conceitos Fundamentais ...................................................................................... 10 6.1. Número Atômico ...................................................................................................... 10 6.2. Número de Massa .................................................................................................... 11 6.3. Elemento Químico .................................................................................................... 11 6.4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos .................................................................................. 11 7. Modelo Atômico de Rutherford-Bohr ...................................................................... 12 8. Modelo Atômico Atual ......................................................................................... 12 8.1. Números Quânticos .................................................................................................. 13 8.2. Distribuição Eletrônica ............................................................................................... 13 8.3. Distribuição Eletrônica em Átomos Neutros ............................................................... 14 8.4. Distribuição Eletrônica de íons ................................................................................... 15Capítulo 02. Tabela Periódica 1. Introdução ......................................................................................................... 16 2. Tabela Periódica Moderna ................................................................................... 18 3. Distribuição Eletrônica na Tabela Periódica ............................................................ 20 3.1. Períodos .................................................................................................................. 20 3.2. Famílias .................................................................................................................... 20 3.3. Distribuição Eletrônica .............................................................................................. 21 3.4. Elementos de Transição ............................................................................................ 22 3.5. Elementos de Transição Interna ............................................................................... 22 4. Propriedades ..................................................................................................... 22 4.1. Propriedades Aperiódicas .......................................................................................... 22 4.2. Propriedades Periódicas ............................................................................................ 22Capítulo 03. Ligação Química 1. Introdução ......................................................................................................... 27 2. Teoria dos Octetos .............................................................................................. 27 3. Ligação Iônica ou Eletrovalente ............................................................................ 27 PV2D-06-QUI-11 3.1. Notação ou Fórmula de Lewis ................................................................................... 28 3.2. Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos ................................................................ 28 3.3. Características dos Compostos Iônicos ...................................................................... 28
  4. 4. índice.química 1 4. Ligação Covalente ............................................................................................... 28 4.1. Ligação Covalente Normal ......................................................................................... 29 4.2. Ligação Covalente Dativa ou Coordenada ................................................................. 30 4.3. Anomalias do Octeto ............................................................................................... 30 5. Ligação Metálica ................................................................................................. 30 5.1. Propriedade dos Metais ........................................................................................... 31 5.2. Estrutura dos Metais ................................................................................................. 31 6. Geometria Molecular ........................................................................................... 31 7. Polaridade de Ligações ........................................................................................ 33 7.1. Ligação Covalente Apolar (Não-Polar) ....................................................................... 33 7.2. Ligação Covalente Polar ........................................................................................... 33 8. Polaridade de Moléculas ...................................................................................... 34 8.1. Molécula Apolar ........................................................................................................ 34 8.2. Molécula Polar .......................................................................................................... 34 9. Forças Intermoleculares ...................................................................................... 34 9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London .................. 34 9.2. Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo ......................................................... 35 9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio .............................................................................. 35 10. Pontos de Fusão e Ebulição das Substâncias Moleculares ...................................... 35 10.1. Estado Físico das Substâncias Moleculares ............................................................... 35 10.2. Solubilidade ........................................................................................................... 36Capítulo 04. Funções Inorgânicas 1. Teoria de Arrhenius ............................................................................................ 37 1.1. Dissociação e Ionização ............................................................................................. 37 1.2. Grau de Ionização (ou de Dissociação Iônica) ............................................................ 38 2. Ácidos ............................................................................................................... 38 2.1. Introdução ............................................................................................................... 38 2.2. Definição Segundo Arrhenius .................................................................................... 38 2.3. Classificação dos Ácidos ............................................................................................ 38 2.4. Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido ............................................ 39 2.5. Fórmula Estrutural .................................................................................................... 39 2.6. Formulação e Nomenclatura ..................................................................................... 40 2.7. Ionização dos Ácidos ................................................................................................. 42 2.8. Nomenclatura dos Ânions ......................................................................................... 42 3. Bases ................................................................................................................ 43 3.1. Definição segundo Arrhenius .................................................................................... 43 3.2. Classificação .............................................................................................................. 43 3.3. Indicadores Ácido-Base ............................................................................................. 43 3.4. Formulação .............................................................................................................. 43 3.5. Principais cátions ...................................................................................................... 44 3.6. Nomenclatura das bases ........................................................................................... 44
  5. 5. índice.química 1 4. Sais .................................................................................................................. 44 4.1. Definição segundo Arrhenius .................................................................................... 44 4.2. Reação de neutralização ........................................................................................... 44 4.3. Classificação e Nomenclatura dos sais ........................................................................ 45 4.4. Fórmula geral ........................................................................................................... 46 4.5. Tabela de ânions ...................................................................................................... 46 4.6. Fórmula e nome dos sais .......................................................................................... 47 4.7. Regras de solubilidade dos sais em água .................................................................... 47 5. Cotidiano de Ácidos, Bases e Sais ......................................................................... 47 5.1. Principais ácidos e seus usos ..................................................................................... 47 5.2. Principais bases e seus usos ...................................................................................... 48 5.3. Principais sais e seus usos ......................................................................................... 49 6. Óxidos .............................................................................................................. 49 6.1. Definição .................................................................................................................. 49 6.2. Fórmula Geral ........................................................................................................... 49 6.3. Nomenclatura dos Óxidos ......................................................................................... 49 6.4. Óxidos ácidos ou anidridos ........................................................................................ 50 6.5. Óxidos Básicos .......................................................................................................... 50 6.6. Óxidos Neutros ........................................................................................................ 51 6.7. Óxidos Anfóteros ...................................................................................................... 51 6.8. Óxidos Duplos, Mistos ou Salinos ............................................................................... 51 6.9. Peróxidos ................................................................................................................. 51 7. Cotidiano dos Óxidos ........................................................................................... 51Capítulo 05. Reações Químicas 1. Introdução ........................................................................................................ 53 2. Classificação ...................................................................................................... 53 2.1. Reações de Síntese ou Adição .................................................................................. 53 2.2. Reações de Análise ou Decomposição ....................................................................... 53 2.3. Reações de Deslocamento ou Simples Troca ............................................................. 53 2.4. Reações de Dupla Troca ........................................................................................... 53 3. Ocorrência das Reações ...................................................................................... 53 3.1 Reações de Deslocamento ou Simples Troca .............................................................. 54 3.2. Dupla Troca .............................................................................................................. 55Exercícios Propostos .................................................................................................................................. 57 PV2D-06-QUI-11
  6. 6. .01 Química Geral 1Capítulo 01. Modelos Atômicos 1. Introdução à química 3. “Átomos de elementos diferentes apre- sentam massa e propriedades diferentes”. As origens da Química são muito antigas. 4. “Átomos são permanentes e indivisíveisO homem pré-histórico provavelmente e não podem ser criados, nem destruídos”.maravilhou-se quando, pela primeira vez, 5. “As reações químicas comuns não pas-conseguiu produzir o fogo. Aprendeu a cozer sam de uma reorganização dos átomos”.alimentos, usar argila para produzir vasos epotes, e talvez tenha descoberto acidental- 6. “Os compostos são formados pela com-mente que algumas pedras azuis (minério de binação de átomos de elementos diferentescobre), quando aquecidas ao fogo, produziam em proporções fixas”.cobre metálico, e que este, quando aquecido As idéias de Dalton permitiram, na época,junto com estanho, produzia o bronze. explicar com sucesso por que a massa é con- Portanto, o homem passou pelas “idades” servada durante uma reação química (Lei deda pedra, do bronze e do ferro, sempre apren- Lavoisier) e também a lei da composição de-dendo a produzir novos materiais. finida (Lei de Proust). Por volta do ano 400 a.C., surgem os pri-meiros conceitos teóricos da Química. 3. Modelo Atômico de Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, afir-mavam que toda matéria era constituída por Thomsonminúsculas partículas, às quais deram o nome Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se emde átomos. Essa idéia foi rejeitada por Platão e alguns experimentos, propôs um novo mo-Aristóteles, que tinham muito maior influên- delo atômico.cia na época. Segundo Thomson, o átomo seria um Apenas em 1650 d.C. o conceito de átomo aglomerado composto de uma parte de partículasfoi novamente proposto pelo filósofo francês positivas pesadas (prótons) e de partículas ne-Pierre Cassendi. gativas (elétrons), mais leves. Este modelo fi- Em 1808, John Dalton, baseando-se em vári- cou conhecido como “pudim de passas”.as observações experimentais sobre gases e rea-ções químicas, forneceu a primeira idéia científi- 4. Modelo Atômico deca do átomo, chamada de “Teoria Atômica”. Rutherford 2. Modelo Atômico de Dalton Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a John Dalton, professor inglês, propôs, ba- trajetória de partículas α (partículas positi-seado em suas experiências, uma explicação vas) emitidas pelo elemento radioativoda natureza da matéria. Os principais pos- polônio, bombardeou uma lâmina fina detulados da teoria de Dalton são: ouro. Ele observou que a maioria das partí- 1. “Toda matéria é composta por minús- culas α atravessavam a lâmina de ouro semculas partículas chamadas átomos”. sofrer desvio em sua trajetória; que algumas 2. “Os átomos de um determinado elemen- das partículas sofriam desvio em sua traje- tória; outras, em número muito pequeno, ba-to são idênticos em massa e apresentam as tiam na lâmina e voltavam.mesmas propriedades químicas”.Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 9
  7. 7. Química Geral 1 Adotando-se como padrão a massa do próton, observou-se que sua massa era prati- camente igual à massa do nêutron e 1836 vezes mais pesada que o elétron, concluindo-se que: 1 1 ≈ 1 2 → 1 1 = 1234 1 3 1 Prótons, nêutrons e elétrons são denomina- dos partículas elementares ou fundamentais. Algumas características físicas das partí- Rutherford concluiu que a lâmina de ouro culas atômicas fundamentais:não era constituída de átomos maciços e pro-pôs que um átomo seria constituído de um nú-cleo muito pequeno carregado positivamente(no centro do átomo) e muito denso, rodeadopor uma região comparativamente grandeonde estariam os elétrons em movimentosorbitais. Essa região foi chamada de eletrosfera. Segundo o modelo de Rutherford, o tama-nho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezesmaior que seu núcleo. 6. Conceitos Fundamentais Observemos que Rutherford teve que ad- 6.1. Número Atômicomitir os elétrons orbitando ao redor do nú-cleo, porque, sendo eles negativos, se estives-sem parados, acabariam indo de encontro ao Número atômico (Z) é o número denúcleo, que é positivo. prótons do núcleo de um átomo. É o nú- mero que identifica o átomo. 5. Modelo Atômico Clássico A representação do número atômico dos As partículas positivas do núcleo foram átomos é:chamadas de prótons. Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja ZEexistência já era prevista por Rutherford. Portanto, o modelo atômico clássico é cons-tituído de um núcleo, onde se encontram os Num átomo neutro, cuja carga elétricaprótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde total é zero, o número de prótons é igual aoestão os elétrons orbitando em torno do núcleo. número de elétrons. O número de elétrons, nesse caso, pode ser considerado igual ao número atômico.123456 17896
  8. 8. 7 286
  9. 9. Exemplo 3 O átomo de magnésio (Mg) tem número4586
  10. 10. 58 45486
  11. 11. 5 − atômico 12 (Z = 12). Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo neutro de Mg Modelo atômico clássico existem 12 prótons e 12 elétrons. 10 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos
  12. 12. Química Geral 1 Representação Exemplo 12Mg 13456789
  13. 13. 33597
  14. 14. ⎯ ⎯⎯⎯→ 12 13456789
  15. 15. 33597
  16. 16. 34 12 12 2 3345297
  17. 17. ⎯ 1 − − 2 335297
  18. 18. 4 4 7 6.2. Número de Massa 56787 9
  19. 19. 77
  20. 20. 767 Se um átomo perde elétrons, ele se torna Número de massa (A) é a soma do um íon positivo, chamado cátion. número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N) existentes no núcleo de um Exemplo átomo. 123456789 123456789 1 3
  21. 21. 24869 ⎯
  22. 22. 91 → 567 3
  23. 23. 24869 2 1+ 2 − 34 ⎯⎯⎯ A=Z+N 12 567873234869 4 9
  24. 24. 7657
  25. 25. 7657 324869 4 Representação 6.4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos 2 1 ou 1 2 1 1 Exemplo Isótopos: são átomos que apresentam Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 nêu- o mesmo número atômico (Z) e diferentestrons, portanto: números de massa (A). Z = 19 N = 21 A = Z + N = 19 + 21 = 40 Os isótopos são átomos de um mesmo ele- mento químico (mesmo Z), e que apresentam Representação diferentes números de nêutrons, resultando 40 34 assim diferentes números de massa. 19E ou 12 1 Exemplo 1 2 3 11 11 11 6.3. Elemento Químico 234567 895367 53
  26. 26. 567 Elemento químico é o conjunto de áto- 35 34 mos que apresentam o mesmo número 14 14 atômico (Z) (mesma identidade química). 737 737 Observações Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z) e mes- Como vimos anteriormente, um átomo é mo número de massa (A).eletricamente neutro quando o número deprótons é igual ao número de elétrons, porémum átomo pode perder ou ganhar elétrons na Exemploeletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, K40 e 20Ca40 19originando partículas carregadas positiva ou C14 e 7N14negativamente, denominadas íons. 6 Se um átomo ganha elétrons, ele se tornaum íon negativo, chamado ânion.Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 11
  27. 27. Química Geral 1 5. Ao voltar ao nível mais interno, o elé- Isótonos: são átomos que apresentam tron emite um quantum de energia, na forma diferentes números atômicos (Z), diferen- de luz de cor bem definida ou outra radiação tes números de massa, e o mesmo núme- eletromagnética (fóton). ro de nêutrons (N). Exemplos 12 Mg26 e 14 Si28 N=A–Z N = 26 – 12 = 14 N = 28 – 14 = 14 Cl37 17 e Ca40 20 N = 37 – 17 = 20 N = 40 – 20 = 20 6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras 7. Modelo Atômico de K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apre- sentar: Rutherford-Bohr K = 2 elétrons Bohr, baseando-se nos estudos feitos em L = 8 elétronsrelação ao espectro do átomo de hidrogênio e M = 18 elétronsna teoria proposta em 1900 por Planck (Teo- N = 32 elétronsria Quântica), segundo a qual a energia não éemitida em forma contínua, mas em ”blocos”, O = 32 elétronsdenominados quanta de energia, propôs os se- P = 18 elétronsguintes postulados: Q = 2 elétrons 1. Os elétrons nos átomos descrevem sem-pre órbitas circulares ao redor do núcleo, cha- 7. Cada nível de energia é caracterizadomadas de camadas ou níveis de energia. por um número quântico (n), que pode assu- 2. Cada um desses níveis possui um valor mir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.determinado de energia (estados estacionários). 3. Os elétrons só podem ocupar os níveisque tenham uma determinada quantidade deenergia. 4. Os elétrons podem saltar de um nívelpara outro mais externo, desde que absor-vam uma quantidade bem definida de ener-gia (quantum de energia). 8. Modelo Atômico Atual A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons. 12 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos
  28. 28. Química Geral 1 Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz pos- 8.1. Números Quânticossuía caráter de onda. A partir dos trabalhos Schrödinger propôs que cada elétron emrealizados por Planck e Einstein, este último um átomo tem um conjunto de quatro núme-propôs que a luz seria formada por partícu- ros quânticos que determinam sua energia elas-onda, ou seja, segundo a mecânica o formato da sua nuvem eletrônica, dos quaisquântica, as ondas eletromagnéticas podem discutiremos dois:mostrar algumas das propriedades caracte-rísticas de partículas e vice-versa. A nature- I. Número Quântico Principal (n)za dualística onda-partícula passou a ser acei- O número quântico principal está associ-ta universalmente. ado à energia de um elétron e indica em qual Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elé- nível de energia está o elétron. Quando n au-trons, até então considerados partículas típicas, menta, a energia do elétron aumenta e, napossuiriam propriedades semelhantes às ondas. média, ele se afasta do núcleo. O número quântico principal (n) assume valores intei- A todo elétron em movimento está as- ros, começando por 1. sociada uma onda característica (Princí- n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... pio da Dualidade). K L M N O P Q Ora, se um elétron se comporta como onda,como é possível especificar a posição de uma II. Número Quântico Secundário (l)onda em um dado instante? Podemos deter- Cada nível energético é constituído de umminar seu comprimento de onda, sua ener- ou mais subníveis, os quais são representadosgia, e mesmo a sua amplitude, porém não há pelo número quântico secundário, que está as-possibilidade de dizer exatamente onde está sociado ao formato geral da nuvem eletrônica.o elétron. Como os números quânticos n e 1 estão Além disso, considerando-se o elétron relacionados, os valores do número quânticouma partícula, esta é tão pequena que, se ten- 1 serão números inteiros começando por 0tássemos determinar sua posição e velocida- (zero) e indo até um máximo de (n – 1).de num determinado instante, os próprios 1 = 0, 1, 2, ...(n – 1)instrumentos de medição iriam alterar essas Para os átomos conhecidos, teremos:determinações. Assim, Heisenberg enunciou 1 =0, 1, 2, 3o chamado Princípio da Incerteza: s, p, d, f(tipo de subnível) Não é possível determinar a posição e O número máximo de elétrons em cada a velocidade de um elétron, simultanea- subnível é: mente, num mesmo instante. Em 1926, Erwin Schrödinger, devido à im-possibilidade de calcular a posição exata deum elétron na eletrosfera, desenvolveu umaequação de ondas (equação muito complexa,envolvendo cálculo avançado, e não tentare-mos desenvolvê-la aqui), que permitia deter- 8.2. Distribuição Eletrônicaminar a probabilidade de encontrarmos o A distribuição (configuração) eletrônicaelétron numa dada região do espaço. nos descreve o arranjo dos elétrons em um átomo , fornecendo o número de elétrons em Assim, temos que a região do espaço onde cada nível principal e subnível. Os elétronsé máxima a probabilidade de encontrarmos preenchem os subníveis em ordem crescenteo elétron é chamada de orbital.Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 13
  29. 29. Química Geral 1de energia. Um subnível deve estar totalmen-te preenchido para depois iniciarmos o pre-enchimento do subnível seguinte. O cientista Linus Pauling formulou umdiagrama que possibilita distribuir os elé-trons em ordem crescente de energia dos ní-veis e subníveis. Diagrama de Pauling O sentido das flechas indica os subníveis e níveis em ordem crescente de energia. Exemplo 1 H – 1s1 2 He – 1s2 3 Li – 1s2 2s1 4 Be – 1s2 2s2 5 B – 1s2 2s2 2p1 11 Na – 1s2 2s2 2p6 3s1 O sentido das flechas indica os subníveis K – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 19e níveis em ordem crescente de energia. Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26 8.3. Distribuição Eletrônica em A distribuição eletrônica pode ser repre- Átomos Neutros sentada em ordem crescente de energia ou Para fazermos a distribuição eletrônica de por camadas. Por exemplo:um átomo neutro, devemos conhecer o seunúmero atômico (Z) e, conseqüentemente, seunúmero de elétrons e distribuí-los em ordemcrescente de energia dos subníveis, segundoo diagrama de Pauling. 14 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos
  30. 30. Química Geral 1 8.4. Distribuição Eletrônica de íons Para a distribuição do íon Fe3+, é neces- A distribuição eletrônica de íons é seme- sária a retirada de um elétron do subnível d.lhante à dos átomos neutros. Lembrando queum íon é formado a partir da perda ou ganho Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 26de elétrons que ocorre com um átomo e queos elétrons serão retirados ou recebidos sem-pre da última camada eletrônica (mais ex- 17 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5terna), chamada camada de valência, e nãodo subnível mais energético, teremos, por 1 ganha 1e na camada de valênciaexemplo, as seguintes distribuições: – 17 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 11 1 perde 1e da camada de valência Na+: 1s2 2s2 2p6 11 Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26 1 perde 2e da camada de valência Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 26Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 15
  31. 31. Química Geral 1Capítulo 02. Tabela Periódica 1. Introdução varam que, quando várias propriedades eram representadas graficamente em função da No início dos anos de 1800, os cientistas já massa atômica, obtinha-se, para cada caso,conheciam um número considerável de ele- uma curva periódica.mentos, inclusive algumas de suas proprie- O trabalho realizado por Mendeleev foidades químicas e físicas. Surgiu, então, a ne- tão profundo e minucioso que acabou sendocessidade de se organizar os elementos em utilizado como base da tabela periódica mo-uma tabela, de modo a se ter grupos de ele- derna, chegando a prever a existência de ele-mentos que apresentassem propriedades quí- mentos ainda não conhecidos na época, comomicas semelhantes. o gálio (chamado por ele de Eka-alumínio) e o Vários trabalhos foram produzidos nes- germânio (Eka-silício), prevendo suas propri-se sentido, mas dois deles, realizados inde- edades com grande precisão.pendentemente, tiveram valor fundamentalno desenvolvimento do conceito de periodi- Para estimar a massa atômica do germânio,cidade química para construir a tabela peri- ele tomou a média das massas do Si (massaódica dos elementos. Foram os trabalhos atômica = 28) e Sn (massa atômica = 118).efetuados por Lothar Meyer (alemão) e DmitriIvanovich Mendeleev (russo). 34 + 554 massa atômica 12 = = 67 3 Ambos listaram os elementos em ordemcrescente de suas massas atômicas e obser- 16 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  32. 32. Química Geral 1 Comparando a tabela formulada por partir do estudo dos espectros de emissão deMendeleev e a tabela periódica atual, encon- vários elementos, determinou o número detramos três situações nas quais os elementos prótons de cada elemento químico.se encontram fora da seqüência crescente em Com a determinação do número derelação à massa atômica: prótons (número atômico Z) de cada elemen- O argônio (39,948) antecede o potássio to, ele pôde comprovar que as propriedades(39,098); o cobalto (58,933) antecede o níquel periódicas eram em função do número atô-(58,693); e o telúrio (127,60) antecede o iodo (126,90). mico crescente e não da massa atômica, como Estas anomalias foram resolvidas, em tinha sido estabelecido por Mendeleev.1914, por um inglês, H. G. J. Moseley, que, aCapítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 17
  33. 33. Química Geral 1 A Lei Periódica é estabelecida nestes Isso significa que, quando os elementos são termos: ordenados em ordem crescente de números “As propriedades dos elementos químicos são uma atômicos, observa-se uma repetição periódi-função periódica do número atômico”. ca de suas propriedades. 2. Tabela Periódica Moderna Os elementos encontram-se dispostos emordem crescente de número atômico e suasposições são estabelecidas através de suasdistribuições eletrônicas. A tabela periódica atual é formada por: a) sete linhas horizontais, chamadas deperíodos. Cada período, exceto o primeiro, co-meça com um metal alcalino e termina, excetoo último, que ainda se encontra-se incomple-to, com um gás nobre . A estrutura da tabela periódica fica as- Observação – No 6º período, incluir a sé-sim, representada: rie dos lantanídios e no 7º período a série dos actnídios, que estão indicados abaixo da tabela. 18 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  34. 34. Química Geral 1 b) As 18 colunas verticais são denomina- Os elementos artificiais são classificados em:das de grupos ou famílias. Os elementos que – cisurânicos: apresentam número atômi-pertencem a uma mesma família apresentam co abaixo do urânio (Z = 92). Apenas dois:propriedades semelhantes. o tecnécio (Z = 43) e o promécio (Z = 61). As famílias são designadas pelas letras A – transurânicos: apresentam número atô-e B e denominadas de subgrupo; o grupo é mico acima do urânio (Z = 92). O urânio é oindicado por algarismo romano de I a VIII. último elemento natural, portanto todos osPor exemplo, o Sc pertence ao grupo III, elementos com número atômico acima dosubgrupo B, ou simplesmente IIIB, enquanto urânio são artificiais.o Boro pertence ao grupo III, subgrupo A, ousimplesmente IIIA. Recentemente, a d) Os elementos, na tabela periódica,American Chemical Society recomendou a também podem ser classificados como:substituição dos algarismos romanos por – metais: correspondem a 80% dos elemen-números de 1 a 18, para indicar as famílias tos conhecidos. São bons condutores de calorda tabela periódica. e eletricidade e sua condutividade elétrica di- Por exemplo: o magnésio pertence a famí- minui com o aumento da temperatura; sãolia IIA ou 2; o carbono, à família IVA ou 14. dúcteis e maleáveis; sólidos à temperatura ambiente, com exceção do mercúrio que é lí- Algumas famílias recebem denominações quido.especiais: – não-metais (ametais): com poucas exce- IA ou 1 = metais alcalinos ções, esse elementos não conduzem corrente IIA ou 2 = metais alcalino-terrosos elétrica ou calor (são isolantes). Encontram- VIA ou 16 = calcogênios se nos estados físicos sólido, líquido e gasoso, VIIA ou 17 = halogênios em condições ambientes. VIIIA ou 18 = gases nobres – semimetais ou metalóides: possuem pro- priedades intermediárias entre as de um Observação – O hidrogênio não pertence metal e um não-metal. Sua condutividade elé- à família dos metais alcalinos, e não se en- trica é pequena e tende a aumentar com a ele- caixa em nenhum outro grupo, pois apre- vação da temperatura. São seis os elementos senta propriedades diferentes de todos os considerados semimetais: boro (B) sílico (Si), demais elementos químicos. germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb) e telúrio (Te). c) Elementos naturais: são encontradosna natureza. Observação – O Polônio (Po) é um elemen- Elementos artificiais: são produzidos em to cuja condutividade elétrica é típica delaboratórios. um metal, ou seja, diminui com o aumen- to da temperatura.Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 19
  35. 35. Química Geral 1 Resumindo podemos indicar: 3. Distribuição Eletrônica na – elementos do 7º período possuem 7 ní- veis de energia ocupados por elétrons. Tabela Periódica Exemplo 1 1 1 3.1. Períodos Na 14 24 1 26 2 34 3 11 12 4 3 3 Os elementos que pertencem ao mesmo 5 7 8período apresentam o mesmo número de ca- O Na se encontra no 3º período, pois pos-madas eletrônicas. Portanto, todos os elemen- sui 3 níveis ocupados por e–, e número quânticotos de um dado período têm em comum a ca- principal, n = 3, para a camada de valência.mada de valência, e o número quântico prin-cipal desta camada é igual ao número do pe- 3.2. Famíliasríodo. Os elementos pertencentes a uma mesma Assim: família apresentam propriedades químicas se- – elementos do 1º período possuem 1 ní- melhantes, pelo fato de possuírem o mesmovel de energia ocupado por elétrons. número de elétrons na camada de valência. – elementos do 2º período possuem 2 ní- Exemplosveis de energia ocupados por elétrons. Para a família A, o número da família, em 1 algarismo romano, indica o número de elé- trons na camada de valência. 20 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  36. 36. Química Geral 1 Por exemplo: IA = 1e na camada de elétrons de valência. Por exemplo:valência. Família 13 = 13 – 10 = 3 e na camada de IIA = 2 e na camada de valência valência. A exceção fica com 2He = 1s2, que pertenceà família VIIIA. 3.3. Distribuição Eletrônica Os elementos de uma mesma família apre- Também pode ser utilizada a numeração sentam diferentes graus de semelhança emdas famílias 1, 2 e de 13 a 18, onde a encon- suas propriedades químicas. Na família A, atramos: variação de tais propriedades é mais regular, Família 1 = 1 e na camada de valência. o que confere a esses elementos o nome de representativos. Neles, o elétron mais Família 2 = 2 e na camada de valência. energético encontra-se num subnível s (IA e A partir da família 13, subtrair 10 do nú- IIA) ou p (IIIA a VIIIA).mero do grupo para encontrar o número de Obs. – O Hélio possui número atômicoz = 2, portanto encontramos: 15 = 3 ⇒ 3 627899 3 1 2 1 12 = 34 25
  37. 37. 2
  38. 38. 5
  39. 39. 4 3627252
  40. 40. 8
  41. 41. 93 4 – O elétron de maior energia encontra-sena camada de valência, para os elementos re-presentativos. Portanto, podemos fazer a se-guinte relação:Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 21
  42. 42. Química Geral 1 3.4. Elementos de Transição O subnível f, de maior energia, encontra- Os elementos de transição, no centro da ta- se na antepenúltima camada e apresenta 2bela periódica (IIIB até IIB, ou 3 a 12) possuem elétrons na camada de valência. A represen-como subnível de maior energia o subnível d, tação do preenchimento eletrônico para osque se encontra na penúltima camada. Portan- elementos de transição interna fica:to, os metais de transição preenchem subníveis ns2 (n – 2) fnos quais o número quântico principal é umaunidade menor que o número do período. Afo-ra algumas exceções, podemos considerar que 1 1 2 34 ⇒ 56789454
  43. 43. 1195 2os elementos de transição apresentam 2 elé- 3 Em que: 1 2 4 ⇒ 56789454195trons na camada de valência e podem ser re- Exemplopresentados da seguinte maneira: ns2 (n – 1)d Exemplificando, podemos dizer que o 21Scencontra-se no 4º período, cuja camada devalência é 4s2, e possui subnível de maiorenergia, 3d. Para localizarmos o número da família, 4. Propriedadesutilizando a distribuição eletrônica, basta so-mar o número de elétrons que se encontram 4.1. Propriedades Aperiódicasno subnível de maior energia com o número São propriedades que têm seus valores sóde elétrons da camada de valência. aumentando ou só diminuindo quando coloca- Por exemplo: das em função do número atômico crescente. São poucas as propriedades aperiódicas e, dentre elas, temos, por exemplo: Obs. – Alguns metais de transição, não se- – a massa atômica, que aumenta com oguem a distribuição eletrônica de Linus aumento do número atômico.Pauling, dentre os quais destacamos: Família 6 ou VIB Crômio e Molibidênio 12 123 45 1 65 1 67 3 85 1 87 3 124 954 8 5 3 3 Deveria apresentar: 4s23d4 Família 11 ou IB Cobre, Prata e Ouro 12 123 45 1 65 1 67 3 85 1 87 3 95423 1 84 3 45 Deveria apresentar: 4s23d9 3.5. Elementos de Transição Interna São os elementos pertencentes à série doslantanídeos (6º período) e actnídeos (7º período)e que apresentam subnível mais energético o 4.2. Propriedades Periódicassubnível f. São considerados pertencentes à São aquelas que apresentam variação pe-família IIIB ou 3 e estão indicados em linhas riódica na tabela, crescendo e decrescendo, àfora e abaixo da tabela periódica. medida que o Z aumenta. 22 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  44. 44. Química Geral 1 Esquema I. Raio Atômico II. Raios Iônicos É muito difícil medir o raio de um átomo Raio de Cátionisolado, pois a eletrosfera não apresenta um Quando um átomo perde elétron, alimite bem definido. Mas, quando átomos de repulsão da nuvem eletrônica diminui, dimi-um elemento empacotam-se em sólidos, são nuindo o seu tamanho. Inclusive pode ocor-encontradas distâncias definidas de um nú- rer perda do último nível de energia e quantocleo ao outro. Portanto, vamos considerar o menor a quantidade de níveis, menor o raio.raio atômico como sendo a metade da dis- Portanto:tância entre os núcleos de dois átomos vizi-nhos. raio do átomo raio do cátion 1115
  45. 45. 98 3115798 11189 345 2 − 45 − 3 1 312879 45 8 2 32587 ⎯ ⎯⎯⎯→ 11 2 + 33897
  46. 46. 11 11 3 467578794 3678797
  47. 47. 5 4 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 + raio Na raio Na Raio do Ânion Quando um átomo ganha elétron, aumen- Nas famílias (coluna vertical) os raios atô- ta a repulsão da nuvem eletrônica, aumen-micos aumentam de cima para baixo, pois, tando o seu tamanho.nesse sentido, aumenta o número de níveisde energia dos átomos. raio do átomo raio do ânion Por exemplo: um átomo do 1º período temapenas um nível de energia, portanto terá 18 prótons 310 elétronsmenor raio atômico que um átomo do 2º pe- 114
  48. 48. 87 3 32 níveisríodo (da mesma família) que tem dois níveisde energia. 314687 34 2 ⎯ 11 2 + 4 5 − 31 ⎯ ⎯⎯ → O 2 − 3de energia 2 1 32476 356467689 3expansão do 3nível de Nos períodos (linha horizontal), confor-me caminhamos para a direita, aumenta o 4 3número atômico (número de prótons) para 3energia 4átomos de mesmo número de níveis de ener-gia, portanto aumenta a atração do núcleo 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6pela eletrosfera, diminuindo o tamanho do Íons Isoelétricosátomo e conseqüentemente o raio. Íons isoelétricos são os que apresentam Assim, o raio atômico cresce da direita igual número de elétrons e, portanto, o núme-para a esquerda nos períodos. ro de níveis é o mesmo. Assim, quanto maiorCapítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 23
  49. 49. Química Geral 1for o número atômico, maior será a atração do IV. Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidadenúcleo pela eletrosfera e menor o raio. É a quantidade de energia liberada quan- Exemplo do um átomo neutro, isolado no estado gaso- 2+ 1+ 1– so, recebe um elétron. 12Mg , 11Na , 9F 11256789
  50. 50. 555511156789
  51. 51. 55551456789
  52. 52. 2135 2135 2135 1 2 1 3 + 2 − → 1 2−1 3 + 2324567 3 − 3 3 − − A eletroafinidade pode ser entendida como a medida da intensidade com que o átomo 112 1+ 134 + 15 − captura o elétron. Nas famílias e nos períodos, a eletroafinidade III. Energia (ou Potencial) de Ionização aumenta com a diminuição do raio atômico, pois, É a energia necessária para retirar um elé- quanto menor o raio, maior a atração exercidatron de um átomo (ou íon) isolado no estado pelo núcleo.gasoso. 1 2 1 3 + 2324567 → 1 2+1 3 + 2 − Esquema Quando retiramos um elétron de um áto-mo eletricamente neutro (1ª energia deionização), gasta-se uma certa quantidade deenergia, a qual, geralmente, é expressa em elé-trons-volt (eV). Se formos retirar um segundoelétron (2ª energia de ionização), gasta-se umaquantidade maior de energia, pois, à medidaque cada e- é retirado, o raio atômico diminui. V. Eletronegatividade Exemplo É a capacidade que um átomo possui de atrair para si o par de elétrons, compartilha- +12 123 + 34 445678 9 → 12 123 + 9− do com outro átomo. + 5+12 123 + 3 5 445
  53. 53. 7 9 → 12 123 + 9− Nas famílias e nos períodos, a eletro- 5+ 6+12 123 + 3 6 4457 9 → 12 123 + 9− negatividade cresce conforme o elemento apresenta o menor raio atômico, com exce- Nas famílias e nos períodos, a energia de ção dos gases nobres, pois a atração do nú-ionização aumenta conforme diminui o raio cleo pela camada de valência será maior.atômico, pois, quanto menor o tamanho do áto-mo, maior a atração do núcleo pela eletrosfera Esquemae, portanto, mais difícil retirar o elétron. Esquema 24 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  54. 54. Química Geral 1 VI. Volume Atômico VIII. Pontos de Fusão e de Ebulição É o volume ocupado por 1 mol de átomos Os pontos de fusão e ebulição são, respec-(6,0 · 1023 átomos) do elemento no estado sólido. tivamente, as temperaturas nas quais o ele- Assim, o volume atômico depende, além mento passa do estado sólido para o líquido edo volume dos átomos, do espaçamento que do estado líquido para o gasoso.ocorre entre eles. Nas famílias, os pontos de fusão e de ebuli- Nas famílias, o volume atômico aumenta ção aumentam de acordo com a densidade,de acordo com o aumento do raio. pois, quanto mais denso e compacto o retículo cristalino, mais difícil a separação dos átomos. Nos períodos, o volume atômico aumentade acordo com o aumento do raio, mais ou Nas famílias dos metais alcalinos e dosmenos do centro da tabela para a esquerda; alcalino-terrosos, o crescimento é oposto aojá do lado direito, a variação é oposta, isto é, das demais.devido ao maior espaçamento que ocorre en- Nos períodos, os pontos de fusão e de ebu-tre os átomos, principalmente nos metais. lição aumentam também com o aumento da densidade. Esquema Esquema VII. Densidade Absoluta Densidade (d) de um elemento é a razãoentre sua massa (m) e seu volume (V). 2 IX. Eletropositividade ou Caráter Metálico 1= É a capacidade que um átomo possui de 3 doar elétrons. Nas famílias, a densidade aumenta de Nas famílias e nos períodos, a eletroposi-cima para baixo, pois, nesse sentido, a massa tividade aumenta conforme aumenta o raiocresce mais que o volume. atômico, pois, quanto maior o raio, menor a Nos períodos, a densidade aumenta das ex- atração do núcleo pela eletrosfera, mais fáciltremidades para o centro, pois, quanto menor de doar elétrons.o volume, maior a densidade, já que a variaçãode massa nos períodos é muito pequena. Esquema EsquemaCapítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 25
  55. 55. Química Geral 1 X. Reatividade Química Esquema Um elemento é considerado muito reativo,quando perde ou ganha elétrons com facili-dade. Portanto, para os metais, a reatividadeaumenta à medida que diminui o potencialde ionização; para os ametais, a reatividadeaumenta à medida que aumenta o potencialde ionização. 26 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  56. 56. Química Geral 1Capítulo 03. Ligação Química 1. Introdução 3. Ligação Iônica ou Verifica-se, na natureza, que a grande mai- Eletrovalenteoria dos elementos químicos encontra-se liga-dos a outros, e que somente alguns (os gases É a ligação que se estabelece entre íons,nobres) estão no estado atômico isolado. unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocor- re com transferência de elétrons do metal Isso levou os cientistas a concluírem que para o ametal, formando cátions (íons positi-os átomos de gases nobres possuem uma con- vos) e ânions (íons negativos), respectivamen-figuração eletrônica que lhes assegura esta- te, ou do metal para o hidrogênio.bilidade. Exemplos Os gases nobres apresentam 8 elétrons naúltima camada eletrônica, com exceção do 1º) Ligação química entre um átomo dehélio, que possui 2 elétrons, já que a camada sódio e um átomo de cloro, formando cloretoK comporta no máximo 2 elétrons. de sódio. Essa análise levou os cientistas Lewis eKossel a criarem a chamada Teoria ou Regrado Octeto. Configuração eletrônica dos átomosde gases nobres ⇒ Na+ Cl– cloreto de sódio Os íons Na+ e Cl– formados, respectiva- mente, pela perda e ganho de elétrons (com a finalidade de se estabilizarem) se atraem, provocando uma união entre íons, daí o nome ligação iônica. 2º) Ligação química entre um átomo de magnésio e átomos de cloro. 2. Teoria dos Octetos Os átomos ligam-se a fim de adquiriremuma configuração mais estável, geralmentecom 8 elétrons na última camada. Os átomos, ao se ligarem, fazem-no pormeio dos elétrons da última camada, poden-do perder, ganhar ou compartilhar os elétronsaté atingirem a configuração estável. Como cada átomo de magnésio perde 2 Surgem, assim, as ligações químicas. elétrons e cada átomo de cloro só pode ga-Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 27
  57. 57. Química Geral 1nhar 1 elétron, serão necessários 2 átomos de pois não existe a partícula individualizadacloro para receber os 2 elétrons cedidos pelo NaCl, já que íons positivos tendem a atrair paraátomo de magnésio. o seu redor íons negativos, e vice-versa. Observação: o total de e– cedidos deve ser No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons igual ao total de e– recebidos. Cl– ao seu redor, e vice-versa. Os íons, por- tanto, dispõem-se de forma ordenada, for- mando o chamado retículo cristalino. 3º) Ligação química entre alumínio e oxi-gênio. 1 6623 23 6633 33 ⎯5678693 ⎯→ 45 2 − 4 3 3 4 3 1 6 2+12 45617 7 8 7 8 ⎯⎯⎯ 1 124 124 1 2 1 3 4 3 966617 666 27 28 6666666666 ⎯ ⎯⎯⎯ → 6669 4 1 123
  58. 58. 91 6 − 3 3 6 3−5 1 3 4 1 4 ⎯ 4 5 ⇒ 123 2 + 4 1 − 1 2 Cada átomo de alumínio perde 3 e– , cadaátomo de oxigênio ganha 2 e– e, então, paraque o total de e– perdidos seja igual ao totalde e– ganhos, 2 alumínios (perda de 6 e–) seligam a 3 oxigênios (ganho de 6 e–). Os compostos iônicos (compostos queapresentam ligação iônica) são eletricamen-te neutros, ou seja, a soma total das cargas 3.3. Características dos Compostospositivas é igual à soma total das cargas ne-gativas. Iônicos a) Estado físico: em condições ambientes, são As ligações iônicas ocorrem, como regra sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apre-geral, entre os elementos que tendem a per- sentam elevados pontos de fusão e ebulição.der elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétronsna última camada (metais) e os elementos que b) Condução de eletricidade: como sóli-tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 dos, não conduzem eletricidade, pois os íonsou 7 elétrons na última camada (ametais). encontram-se presos ao retículo cristalino. Quando fundidos (estado líquido) tornam-se 3.1. Notação ou Fórmula de Lewis bons condutores, já que os íons ficam livres Esta fórmula representa os elementos para se moverem.através dos elétrons do último nível (elé- Em solução aquosa, também são bons con-trons de valência), indicando-os por pontos dutores, pois a água separa os íons do retículoou cruzetas. cristalino. Exemplo: 4. Ligação Covalente 3.2. Estrutura Cristalina dos A ligação covalente ocorre quando os áto- Compostos Iônicos mos ligados possuem tendência de ganhar elé- A fórmula NaCl é usada para representar o trons. Não há transferência de elétrons de umcloreto de sódio e indica a proporção com que átomo para outro, e sim um compartilhamentoos íons participam do retículo cristalino (1 : 1), de elétrons entre eles. 28 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  59. 59. Química Geral 1 A ligação covalente ocorre entre: 2º) HCl (fórmula molecular do cloreto de – hidrogênio – hidrogênio hidrogênio) – hidrogênio – não-metal – não-metal – não-metal 1 4516 1 1 → 7899
  60. 60. 717 1 − Obs– Os semimetais também podem serincluídos. 1 7723 23 7733 33 → 899
  61. 61. 71 12 5 16 1 3 6 124 124 6 3 4 3 5 6 2 2 4.1. Ligação Covalente Normal Ocorre entre dois átomos que comparti-lham pares de elétrons. Os átomos partici-pantes da ligação devem contribuir com umelétron cada, para a formação de cada pareletrônico. Assim, na molécula de hidrogênio (H2),cuja distribuição eletrônica é 3º) H2O (fórmula molecular da água) 1 1 1 − 23 1 1 3415 1 1 → 67898616
  62. 62. 1 − 1 falta um elétron para cada átomo de hi-drogênio para ficar com a camada K comple- 2 4 15 1 6623 23 → 7898626
  63. 63. 1 3 5 124 3 4 6 5ta (dois elétrons). Os dois átomos de hidrogênio se unem for-mando um par eletrônico comum a eles(compartilhamento). Desta forma, cada áto-mo de hidrogênio adquire a estrutura do gásnobre Hélio (He). Quando o par compartilhado é represen- Quando encontramos um único par de elé-tado por um traço (—), temos a chamada fór- trons compartilhado entre dois elementos, amula estrutural. ligação é denominada de simples. H — H (fórmula estrutural) H2 (fórmula molecular) Procedendo da mesma forma, veremos Para dois pares de elétrons compartilha-mais alguns exemplos: dos entre dois elementos, a ligação é denomi- 1º) Cl2 (fórmula molecular do gás cloro) nada de dupla. 1 3 3 94 3 12 456 17 88 27 23 88 37 33 3 12 4 12 4 3 3 96 →
  64. 64. 81 7 5 2 Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a liga- ção é denominada de tripla.Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 29
  65. 65. Química Geral 1 4.2. Ligação Covalente Dativa ou • b) BF3 Coordenada Na ligação covalente normal, o par de elé-trons compartilhado é proveniente um decada átomo. Mas, para explicar certas estruturas dassubstâncias, foi necessário admitir a forma-ção de pares de elétrons provenientes de um • c) NOsó átomo; assim, temos a chamada ligaçãocovalente dativa ou ligação coordenada. • d) Ocorrem casos em que se verificam ca- Exemplo madas de valência expandidas, ou seja, apre- SO2 (fórmula molecular do dióxido de en- sentam mais de oito elétrons, por exemplo:xofre) Observação – Convencionou-se represen- tar a ligação dativa por uma seta orienta- da do átomo que “cede” o par de e– para o átomo que o “recebe”; porém, moderna- mente, o uso da seta indicando a ligação dativa tende a ser substituído por um tra- ço de covalente normal. 5. Ligação Metálica 4.3. Anomalias do Octeto É a força que mantém unidos os átomos e• a) BeF2 cátions dos metais. Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica” A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar elé- trons), assim os elétrons da camada de 30 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  66. 66. Química Geral 1valência saem facilmente do átomo e ficam em igualdade de massa com qualquer outro“passeando” pelo metal, o átomo que perde material, os metais ocupem menor volume.elétrons se transforma num cátion, que, em III) Pontos de fusão e ebulição elevados: osseguida, pode recapturar esses elétrons, vol- metais apresentam elevadas temperatu-tando a ser átomo neutro. O metal seria um ras de fusão e ebulição, isto acontece por-aglomerado de átomos neutros e cátions, que a ligação metálica é muito forte.imersos num “mar de elétrons livres” que es- IV)Condutividades térmica e elétrica eleva-taria funcionando como ligação metálica, man-tendo unidos os átomos e cátions de metais. das: os metais são bons condutores de ca- lor e eletricidade pelo fato de possuírem 5.1. Propriedade dos Metais elétrons livres.I) Brilho metálico: o brilho será tanto mais V) Resistência à tração: os metais resistem intenso quanto mais polida for a superfí- às forças de alongamentos de suas super- cie metálica, assim os metais refletem fícies, o que ocorre também como conse- muito bem a luz. qüência da “força” da ligação metálica.II) Densidade elevada: os metais são geral- mente muito densos, isto resulta das estru- VI)Maleabilidade: a propriedade que permi- turas compactas devido à grande intensi- te a obtenção de lâminas de metais. dade da força de união entre átomos e VII) Ductibilidade: a propriedade que permite cátions (ligação metálica), o que faz com que, a obtenção de fios de metais. 5.2. Estrutura dos Metais O agrupamento dos átomos dos metais dá origem ao reticulado cristalino. Existem três tipos de reticulados cristalinos mais comuns dentre os metais. São eles: 6. Geometria Molecular Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick, Powell eGillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos. Nestas espécies, umátomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares de elétrons (no Ensino Médiosomente estudaremos até 4 pares de e–). Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria damolécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros átomos(representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 31
  67. 67. Química Geral 1 Exemplos A teoria 1º) A molécula BeH2 Os pares eletrônicos que envolvem um áto- mo central, por repulsão, se afastam ao → 2 pares = linear (orientação). máximo uns dos outros. → os 3 núcleos ficam na mesma linha = geometria linear. Assim: 2º) A molécula BF3– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da molécula; → 3 pares = triangular (orientação).– quem “determina” a geometria da molé- cula é a posição dos núcleos dos átomos que constituem a molécula. Seqüência para Determinação da → os núcleos estão todos no mes- Geometria Molecular– Montar a fórmula eletrônica da substân- mo plano e são separados por ângulos de cia contando os pares de e– ao redor do 120° = geometria triangular. núcleo central. 3º) A molécula CH4 Considere: a) ligações –, =, ≡ e →, como um único parde e–; b) o pares de e– ao redor do átomo central → 4 pares = tetraédrica (ori-que não participam das ligações. entação). Os pares eletrônicos se repelem ao máximo. → a figura geométrica formada pelos núcleos de moléculas é um tetraedro regular. 4º) A molécula NH3 → 4 pares = tetraédrica (ori- entação). → a figura geométrica formada pelos núcleos da molécula é uma pirâmide = geometria piramidal. 32 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  68. 68. Química Geral 1 5º) A molécula H2O 7.2. Ligação Covalente Polar É a ligação que ocorre quando os dois elé- trons de ligação estão deslocados mais para um dos átomos, ou seja, a densidade da nu- → 4 pares = tetraédrica (orientação). vem eletrônica é maior em torno do átomo mais eletronegativo. A eletronegatividade é a tendência do áto- → os três núcleos da molécula si- mo atrair o par eletrônico na ligação covalente.tuam-se no plano, mas não na mesma linha = A fila de eletronegatividade para os principaisgeometria angular. elementos pode ser representada: A dupla ou tripla ligação é considerada nes-ta teoria como ligação simples (1 par de e–). Exemplos 6º) A molécula CO2 Exemplo ⇒ 2 pares =linear. 7º) A molécula HCN Como o cloro é mais eletronegativo que o ⇒ 2 pares = linear. hidrogênio, ele atrai para mais perto de si o 8º) A molécula SO3 par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo. O cloro, por ser mais eletronegativo, ad- ⇒ 3 pares = tri- quire uma carga parcial negativa (σ–) e o hi- drogênio uma carga parcial positiva (σ+).angular. A formação do dipolo é representada por 1 7. Polaridade de Ligações um vetor mi ( µ ), chamado momento dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para A polaridade mostra como os elétrons que o mais eletronegativo.fazem a ligação covalente estão distribuídosentre os dois átomos que se ligam. Outros exemplos 7.1. Ligação Covalente Apolar (Não- Polar) É a ligação que ocorre quando os dois elé-trons de ligação estão igualmente comparti-lhados pelos dois núcleos, ou seja, não há di-ferença de eletronegatividade entre os doisátomos que se ligam. Portanto, ocorre sempre que dois átomosidênticos se ligam. ExemplosCapítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 33
  69. 69. Química Geral 1 8. Polaridade de Moléculas Exemplos A polaridade de uma molécula depende dotipo de ligação (polar ou apolar) que ocorreentre os átomos e da geometria da molécula. 8.1. Molécula Apolar Ocorrerá quando:a) todas as ligações entre os átomos forma- dores da molécula forem apolares. Exemplo 1−1 1 2345678 2 Molécula apolar 3 5985 4 5
  70. 70.
  71. 71. Obs. – Todo hidrocarboneto é molécula apolar.b) a soma total dos momentos dipolares for 1 1 2 igual a zero µ 12134 = 1 . 9. Forças Intermoleculares Exemplos As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às for- ças intramoleculares (ligação iônica e covalen- te), encontradas entre íons e átomos, que for- mam a substância. Essas forças atuam princi- palmente no estado sólido e líquido das subs- tâncias e são denominadas de forças de Van der Waals, em homenagem ao físico holandês que, em 1873, fez a previsão da existência de tais forças. São três os tipos de forças intermoleculares 8.2. Molécula Polar que ocorrem entre as moléculas. Ocorrerá quando tivermos ligações pola-res e a soma total dos momentos dipolares 9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo 1 2for diferente de zero µ 12134 ≠ 1 . Induzido ou Forças de Dispersão de London Esta força ocorre entre moléculas apolares e é basicamente de natureza elétrica. Numa molécula apolar como, por exemplo, H2, os elétrons estão eqüidistantes dos núcleos, mas 34 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  72. 72. Química Geral 1num determinado instante, a nuvem eletrô- Exemplosnica pode se aproximar mais em relação aum dos núcleos, estabelecendo um dipolo ins-tantâneo, o qual, por sua vez, induz as de-mais moléculas a formar dipolos, originandouma força de atração elétrica, de pequena in-tensidade, entre elas. As moléculas, unidas por essas forças, for-mam, na fase sólida, os chamados cristaismoleculares, como, por exemplo, cristais degelo seco (CO2), ou cristais de iodo (I2), que porestarem unidos por estas forças de pequenaintensidade passam facilmente da fase sólidapara a fase gasosa, sofrendo o que chamamosde sublimação. 10. Pontos de Fusão e Ebuli- 9.2. Forças de Dipolo Permanente ou ção das Substâncias Dipolo-Dipolo Moleculares São forças de atração de natureza elétricaque ocorrem entre as moléculas polares. 10.1. Estado Físico das Substâncias As moléculas, por apresentarem um dipo- Moleculareslo permanente, ou seja, um pólo de carga po- Quando uma substância molecular mudasitiva e outro de carga negativa, atraem-se de estado físico, as moléculas tendem a se se-mutuamente , de modo que o pólo positivo de parar umas das outras, rompendo assim auma molécula atrai o pólo negativo de outra força intermolecular. Quanto mais forte a for-molécula e assim sucessivamente. ça intermolecular, mais unidas estarão as mo- Exemplo léculas, mais difícil será separá-las, mais ca- lor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão e ebulição da substância. Basicamente dois fatores, massa molecular e forças intermoleculares, influenciam as pro- As forças de dipolo permanente são bem priedades físicas (PF e PE) das substânciasmais intensas do que as forças de dipolo in- moleculares. Tanto o ponto de fusão como oduzido. ponto de ebulição tendem a crescer com o au- mento da massa molecular e das forças 9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio intermoleculares. São forças de atração de natureza elétrica a) Considerando-se moléculas de massaque também ocorrem entre as moléculas po- molecular aproximadamente iguais, te-lares (tipo dipolo permanente), sendo, porém, remos:de maior intensidade. Ocorrem quando um átomo de H ligado aum átomo muito eletronegativo (F, O e N) deuma molécula é atraído por um par de elé-trons não compartilhados no átomo de F, Oou N de outra molécula.Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 35
  73. 73. Química Geral 1 Exemplo 10.2. Solubilidade F2 HCl H2O Para que uma substância (soluto) se dis-(PE ≅ – 188 °C) (PE ≅ – 83 °C) (PE = 100 °C) solva em outra substância (solvente) é neces- sário que ocorra interação entre as molécu-b) Considerando-se moléculas com mesmo las soluto-solvente. Por exemplo, soluto for- tipo de força intermolecular, teremos: mado por moléculas apolares é facilmente 1234597 dissolvido em solvente apolar, pois as forças1234561277261489825 ⇒ 47644769 de interação entre as moléculas do soluto e
  74. 74. 1234562124 983469674 do solvente apresentam intensidades próxi- Exemplos mas, o que facilita a interação entre elas. Soluto apolar não é dissolvido em solvente formado 11 23 1 451 61 por moléculas que apresentam ligações de hi- 7789
  75. 75. 9
  76. 76. 9
  77. 77. 9
  78. 78. drogênio, pois entre as moléculas soluto-89 − ° 2
  79. 79. 9 − ° 2
  80. 80. 9 ° 2
  81. 81. 9 ° 2
  82. 82. solvente não existe interação, e a tendência é as moléculas do solvente ficarem agrupadasc) Considerando-se moléculas com mesmo formando uma fase de mistura. tipo de força intermolecular e mesma massa molecular, teremos: Portanto, podemos concluir que “seme- lhante dissolve semelhante”, ou seja, subs- 84676 tâncias moleculares ou iônicas tendem a se 12345678397389
  83. 83. 933 ⇒ 64567 dissolver em um solvente também polar, e 3739373493 296 substância molecular apolar tende a se dis- solver em um solvente apolar. Este caso é observado em cadeias carbônicas(todas as famílias de compostos orgânicos) nasquais o aumento de ramificações faz com que amolécula apresente menor área superficial, en-fraquecendo as forças intermoleculares. Exemplo: 36 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química

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