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CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI
QUÍMICA GERAL
GUARULHOS – SP
SUMÁRIO
1 PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA .................................................. 3
1.1 Transformações e uso da matéria ........................................................ 4
1.2 Propriedades gerais da matéria ........................................................... 4
1.3 Propriedades específicas da matéria ................................................. 10
2 ESTRUTURA ATÔMICA ........................................................................... 20
2.1 Cargas ................................................................................................ 20
2.2 Massa Atômica ................................................................................... 23
2.3 Modelos Atômicos .............................................................................. 24
2.4 Números Quânticos ............................................................................ 30
2.5 Configurações eletrônicas .................................................................. 38
3 PROPRIEDADES PERIÓDICAS .............................................................. 41
3.1 Raio Atômico ...................................................................................... 42
3.2 Energia de Ionização .......................................................................... 45
3.3 Eletronegatividade .............................................................................. 49
3.4 Eletropositividade ............................................................................... 52
3.5 Eletroafinidade ou afinidade eletrônica............................................... 54
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................. 57
4.1 Ligações Iônicas ................................................................................. 59
4.2 Ligações Covalentes .......................................................................... 63
4.3 Ligações Metálicas ............................................................................. 68
5 GEOMETRIA MOLECULAR ..................................................................... 71
5.1 Geometria Linear ................................................................................ 71
5.2 Geometria Angular ............................................................................. 72
5.3 Geometria Trigonal Plana ................................................................... 76
5.4 Geometria Piramidal ........................................................................... 77
5.5 Geometria Tetraédrica ........................................................................ 78
5.6 Geometria Bipiramidal ........................................................................ 79
5.7 Geometria octaédrica ......................................................................... 79
5.8 Interações Intermoleculares ............................................................... 80
6 REAÇÕES QUÍMICAS .............................................................................. 87
6.1 Lei da Conservação de Massas ......................................................... 87
6.2 Reações de Síntese ou Adição .......................................................... 88
6.3 Reações de decomposição ................................................................ 89
6.4 Reações de Simples Troca ................................................................ 90
6.5 Reações de Dupla-Troca .................................................................... 91
6.6 Reações de óxido-redução ................................................................. 91
7 ESTEQUIMOTERIA .................................................................................. 93
7.1 Fatores Estequiométricos ................................................................... 95
8 BIBLIOGRAFIA BÁSICA ........................................................................... 99
3
1 PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA1
Matéria é tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e possui massa. Porém, cada
matéria pode apresentar uma ou mais características (propriedades da matéria) que
são diferentes de outra matéria, como também pode apresentar características
semelhantes.
Quando misturamos óleo na água, ambos no estado líquido, percebemos
rapidamente que um não se dissolve no outro e posiciona-se de forma diferente no
recipiente.
Mistura formada por água e óleo
Fonte: brasilescola.com
Essa simples mistura é suficiente para visualizarmos diversas propriedades da
matéria, como a solubilidade (por não se dissolverem) e a densidade (por se
posicionarem de forma diferente). De uma forma geral, as propriedades da
matéria estão divididas em dois grupos, as gerais e as específicas.
1 DIAS, Diogo Lopes. "Propriedades da matéria"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-materia.htm>. Acesso em 16 de novembro de 2018.
4
1.1 Transformações e uso da matéria2
Transformamos e utilizamos a matéria de acordo com nossas necessidades.
Durante uma transformação, pode-se alterar a forma, o tamanho, a estrutura, etc. As
transformações podem ser químicas ou físicas.
Fonte: bemexplicado.pt
1.2 Propriedades gerais da matéria3
São as características que toda matéria apresenta, independentemente do
seu estado físico(sólido, líquido ou gasoso).
2 Extraído do site: http://www.cmidf.com.br/site/attachments/2208_9%20ANO%20-%20UNIDADE%201%20-%20PROPRIEDADES%20DA%20MAT%C3%89RIA.pdf 3 DIAS, Diogo Lopes. "Propriedades da matéria"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-materia.htm>. Acesso em 16 de novembro de 2018.
5
Fonte: brasilescola.uol.com.br
• Inércia
A inércia é a tendência natural de um objeto em resistir a alterações em seu
estado original de repouso ou movimento. Em outras palavras, um objeto parado
sempre tende a permanecer parado, e um corpo em movimento tende a manter o
movimento. Essa tendência natural que cada corpo tem de manter seu estado inicial
só pode ser alterada pela aplicação de uma força externa.
A inércia foi explicada por Isaac Newton em seu trabalho intitulado Philosophie
Naturalis Principia Mathematica (Princípios Matemáticos da Filosofia Natural),
publicado em 1687. Essa obra lançou as bases para o desenvolvimento dos conceitos
da Mecânica, ramo da Física que se dedica ao estudo dos movimentos.
6
Fonte: brasilescola.uol.com.br
• Massa
Fisicamente, massa é uma grandeza que indica a medida da inércia ou da
resistência de um corpo de ter seu movimento acelerado. Porém, podemos, de uma
forma geral, associar a massa à quantidade de partículas existentes em uma matéria.
Fonte: cmidf.com.br
7
• Volume4
O volume é uma grandeza que indica o espaço ocupado por uma quantidade
de matéria. No sistema internacional (SI), a unidade de volume é o metro cúbico (m3).
Também é comum a utilização do litro (L) ou do mililitro (mL) na medida de volume.
Fonte: pt.slideshare.net
• Extensão
É a capacidade de ocupar lugar no espaço, toda matéria ocupa um lugar no
espaço.
• Impenetrabilidade
Duas porções de matéria não podem ocupar o mesmo lugar ao mesmo tempo.
Podemos ver isso quando colocamos nossa mão em um copo cheio de água. O
volume de água que transborda do copo é o mesmo volume que nossa mão ocupa
dentro do copo.
• Divisibilidade
Qualquer matéria pode ser dividida em pedaços menores. Quando quebramos
algum objeto estamos partindo-o em pedaços menores que o inicial.
4 Extraído do site: http://ead.uenf.br/moodle/mod/page/view.php?id=788
8
Fonte: professorthiagorenno.blogspot.com
• Descontinuidade
Uma matéria ser descontínua significa que há espaços nela que não são
visíveis aos nossos olhos. Você pode olhar para uma folha de papel e ver seu início
em uma ponta e o fim na outra, porém, na própria folha existem vários inícios e vários
fins que equivalem ao início e ao fim da extensão moléculas que constituem o papel.
Fonte: pt.slideshare.net
• Compressibilidade
É a capacidade que toda matéria tem de diminuir seu volume quando uma força
é exercida sobre ela.
9
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
• Elasticidade
Por mais que a gente estique um elástico até o seu limite (antes que ele se
rompa) ao pararmos de fazer força ele volta a forma de quando o pegamos
inicialmente, isso é uma propriedade da matéria chamada elasticidade. Em outras
palavras, é a capacidade da matéria voltar ao seu volume e forma inicial depois que a
força exercida sobre ela acaba.
• Indestrutibilidade
Nenhuma matéria é destruída. Ela se transforma em alguma outra matéria.
Fonte: materiaesuaspropriedades.blogspot.com
10
1.3 Propriedades específicas da matéria5
São características próprias de cada matéria, ou seja, se uma matéria
apresenta, não quer dizer que outra também apresentará a mesma característica.
1.3.1 Propriedades Organolépticas
É a característica que a matéria apresenta de estimular pelo menos um
dos cinco sentidos. Veja alguns exemplos:
- Paladar: quando ingerimos cloreto de sódio, sentimos o sabor salgado;
- Audição: o som produzido pelo bife sendo frito em uma panela;
- Tato: quando passamos uma toalha no rosto e sentimos que ela é áspera;
- Visão: luz percebida a partir da explosão de fogos de artifício;
- Olfato: o aroma liberado quando descascamos uma mexerica.
Fonte: slideshare.net
5 Extraído do site: DIAS, Diogo Lopes. "Propriedades da matéria"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-materia.htm>. Acesso em 16 de novembro de 2018.
11
1.3.2 Propriedades Funcionais
É a característica que algumas substâncias apresentam de desempenhar um
mesmo papel (função) ou promover uma mesma sensação.
Ácido6
Svante Arrehenius foi um químico sueco que, em 1887, realizou inúmeras
experiências com substâncias diluídas em água e observou que:
- Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, isto é, dão origem a íons,
produzindo como cátion H+.
- Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os
ácidos se desdobram em íons.
- Os ácidos têm sabor azedo. O limão, o vinagre, o tamarindo contêm ácidos; é
por isso que eles são azedos.
- Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas indicadores. Os
indicadores têm a propriedade de mudar a cor conforme o caráter ácido ou básico das
soluções. O tornassol e a fenolftaleína são indicadores de ácidos e bases. A solução
de fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de
tornassol azul fica vermelho.
- Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se
chama reação de neutralização.
Resumindo, a definição de Arrehenius ficaria assim: ácido é toda substância
que se ioniza em presença de água e origina, como um dos íons, o cátion H+.
Veja os exemplos de ácidos orgânicos (que fazem parte de nossa alimentação),
e onde podem ser encontrados:
6 SOUZA, Líria Alves de. "Ácidos"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/acidos.htm>. Acesso em 16 de novembro de 2018.
12
Ácido acético = vinagre.
Ácido tartárico = uva.
Ácido málico = maçã.
Ácido cítrico = laranja, acerola, limão.
Ácido fosfórico = usado na fabricação de refrigerantes à base de cola.
Ácido carbônico = sob a forma de gás carbônico, é um dos constituintes das
águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes.
Ácidos inorgânicos. Exemplos:
Ácido Clorídrico (HCl)--> O HCl impuro é comercializado com o nome de ácido
muriático e é utilizado principalmente na limpeza de pisos ou de superfícies metálicas
antes da soldagem. O HCl é um componente do suco gástrico, conferindo a ele um
pH adequado para a ação das enzimas digestivas gástricas.
Ácido Fluorídrico (HF) --> O HF tem a propriedade de corroer o vidro; por isso,
é usado para fazer gravações em vidros e cristais.
Ácido Sulfúrico (H2SO4) --> É utilizado nas baterias de automóvel, na
fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel; é também usado na indústria de
fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como o sulfato de amônio.
Ácido Nítrico (HNO3) --> É usado na fabricação de explosivos como o
trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para a indústria de
fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre. É usado também na
identificação de amostras de ouro.
Ácido Cianídrico (HCN) --> Ácido utilizado em indústrias diversas, como nas de
plásticos, acrílicos e corantes, entre outras. Mas ele tem também um destino sinistro:
nos Estados Unidos, é usado nas "câmaras de gás" para executar pessoas
condenadas à morte, este ácido libera um gás extremamente tóxico.
13
Bases
Base é toda substância que em solução aquosa sofre dissociação iônica,
liberando o ânion OH- (Hidróxido). A dissociação iônica está relacionada ao
comportamento das bases em presença de água.
Exemplo: a soda cáustica (NaOH) é uma substância sólida que em contato
com a água libera os íons Na+ e OH- que se dissolvem devido à atração pelos polos
negativos e positivos da molécula de H2O. Sendo assim, bases são substâncias
compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH-
Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou
seja, diminui a salivação.
Da mesma forma que os ácidos, as bases também conduzem corrente elétrica
quando dissolvidas em água. Os indicadores fenolftaleína (solução) e papel de
tornassol também mudam de cor em presença de hidróxidos. A fenolftaleína incolor
torna-se vermelha; papel de tornassol vermelho fica azul: reações inversas às que
verificamos no caso dos ácidos.
Vejamos as principais bases:
- Hidróxido de Sódio (NaOH): Conhecida também como soda cáustica, essa
substância é utilizada na fabricação do sabão, celofane, detergentes e raiom, produtos
para desentupir pias e ralos, e também no processo de extração de celulose nas
indústrias de papel, etc.
- Hidróxido de Magnésio (Mg (OH)2): Está presente na solução que é
comercializada com o nome de “leite de magnésia.”
- Hidróxido de Cálcio (Ca (OH)2): Conhecida como cal hidratada ou cal extinta,
essa substância é usada na construção civil: na preparação de argamassa (areia +
cal) e na caiação (pintura a cal); as indústrias açucareiras utilizavam o hidróxido de
cálcio na purificação do açúcar comum .
14
-Hidróxido de Amônio (NH4OH): Essa substância é obtida em solução
aquosa do gás de amônia e comercializada como amoníaco. É usado na fabricação
de produtos de limpeza doméstica, na revelação de filmes fotográficos, em
detergentes, na indústria têxtil, etc.
- Hidróxido de Potássio (KOH): Conhecida como potassa cáustica, é usada
para alvejamento, na fabricação de sabões moles e no processamento de certos
alimentos.
Sais
Os sais são compostos iônicos, têm sabor salgado e são sólidos.
Características dos sais:
- Conduzem corrente elétrica quando estão em solução.
- Os sais têm sabor salgado.
- Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais.
- Ao reagir com um ácido, dão origem a outro sal e a outro ácido, se o ácido
formado for mais volátil que o empregado na reação.
- Quando reagem com hidróxido, dão origem a outro sal e a outro hidróxido, se
o hidróxido formado for menos solúvel que o empregado na reação.
- Se reagem com outros sais, dão origem a dois novos sais se um deles for
menos solúvel que os reagentes.
- E, por fim, quando reagem com um metal, dão origem a um novo sal e um
novo metal, se o metal reagente for mais reativo que o metal deslocado na reação.
Principais sais e suas utilizações:
Bicarbonato de Sódio (NaHCO3): É usado em medicamentos que atuam como
antiácidos estomacais. É também empregado como fermento na fabricação de pães,
bolos, etc., uma vez que libera gás carbônico aquecido, que permite o crescimento da
massa. É, ainda, usado para fabricar extintores de incêndio de espuma.
15
Carbonato de Cálcio (CaCO3): Componente do mármore, é usado na
confecção de pisos, pias, etc. O carbonato de cálcio (calcário) é também empregado
na fabricação do vidro comum e do cimento.
Sulfato de Cálcio (CaSO4): É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de
porcelana.
Cloreto de Sódio (NaCl): Esse sal é intensamente usado na alimentação e
também na conservação de certos alimentos; além disso, é um dos componentes do
soro caseiro, usado no combate à desidratação. No sal de cozinha, além do cloreto
de sódio existe uma pequena quantidade de iodeto de sódio (Nal) e de potássio (Kl).
Isso previne o organismo contra o bócio ou "papo", doença que se caracteriza por um
crescimento exagerado da glândula tireoide, quando a alimentação é deficiente em
sais de iodo.
Fluoreto de Sódio (NaF): É um sal usado na fluoretação da água potável e
como produto anticárie, na confecção de pasta de dente.
Nitrato de Sódio (NaNO 3): Conhecido como salitre do Chile, esse sal é um
dos adubos (fertilizantes) nitrogenados mais comuns.
1.3.3 Propriedades Químicas
É a característica que uma matéria apresenta de se transformar em outra, em
um processo denominado de fenômeno químico. Muitas vezes um fenômeno químico
só ocorre quando a matéria é submetida a determinadas condições (temperatura,
catalisadores, eletrólise etc.).
Uma matéria só se transforma em outra quando apresentam uma caraterística
química em comum, principalmente átomos de elementos químicos em comum. Se
queremos produzir iogurte, é preciso utilizar leite, e não suco de uva, por exemplo.
16
Outro exemplo clássico de fenômeno químico é a formação da água. Nesse
processo, submetemos os gases oxigênio (O2) e hidrogênio (H2) a altas pressões e
temperaturas, sendo o resultado a produção de uma substância completamente
diferente, a água.
Isso não é possível quando reagimos os gases cloro (Cl2) e hidrogênio (H2).
Nesse caso, o resultado é a formação de ácido clorídrico (HCl).
Fonte: alunosonline.uol.com.br
Exemplos de fenômenos químicos:
• -Produção de etanol a partir da cana-de-açúcar;
• -Produção de vinho a partir do suco de uva;
• -Transformação do vinho em vinagre;
• -Apodrecimento de frutas;
• -Amadurecimento de frutas;
• -Formação da ferrugem em um portão de aço;
• -Comprimido efervescente adicionado à água;
17
Sinais que identificam um fenômeno químico:
• -Mudança de cor
• -Efervescência (desenvolvimento de bolhas em um líquido)
• -Liberação de energia na forma de calor ou luz
• -Formação de um sólido
• -Produção de fumaça
Processo de fermentação alcoólica:
Fonte: infoescola.com
1.3.4 Propriedades Físicas7
São características da matéria determinadas de forma experimental.
7 DIAS, Diogo Lopes. "Propriedades da matéria"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-materia.htm>. Acesso em 16 de novembro de 2018.
18
Solubilidade
É a característica que uma determinada matéria apresenta de dissolver outra.
A água, por exemplo, tem a capacidade de dissolver o cloreto de sódio (sal de
cozinha). Vale ressaltar que a quantidade de soluto, solvente e a temperatura são
fatores que influenciam a solubilidade.
Um exemplo da influência da temperatura, quantidade de soluto e solvente está
descrito na tabela a seguir:
Fonte: brasilescola.uol.com.br
Na tabela, podemos observar que, se tivermos 100 mL de água, a 10oC,
dissolveremos 190,5 g de sacarose. Agora, se essa mesma quantidade de água
estiver a 50 oC, a quantidade de sacarose que poderá ser dissolvida é de 260,4 g.
Densidade (d)
É a relação entre a massa (m) da matéria e o espaço (volume) que ela ocupa.
Ela é calculada por meio da seguinte expressão:
Ponto de fusão (PF)
É a temperatura que indica quando uma matéria deixa de ser sólida e passa a
ser totalmente líquida. O ferro, por exemplo, deixa de ser sólido e passa a ser líquido
a 1535 oC.
19
Ponto de ebulição (PE)
É a temperatura que indica quando uma matéria deixa de ser líquida e passa a
ser totalmente gasosa. O metal mercúrio, por exemplo, deixa de ser líquido e passa a
ser gasoso a 356,9 oC.
Tenacidade
É a capacidade que uma matéria tem de resistir ao impacto com outra matéria.
Quando uma pedra é arremessada no vidro, este se quebra, ou seja, a pedra é mais
tenaz que o vidro.
Dureza
É a capacidade que uma matéria apresenta de riscar outra. Um exemplo é
quando uma pedra arranha o vidro de uma janela, ou seja, a pedra é mais dura que o
vidro.
Tabela com as características das partículas formadoras da matéria nos três
estados físicos:
Fonte: educacao.globo.com
20
2 ESTRUTURA ATÔMICA8
O Átomo
Do grego, átomo significa indivisível. É a menor parte em que a matéria pode
ser dividida. Cada átomo é composto por um núcleo muito pequeno contendo prótons
e nêutrons envolvidos por elétrons em movimento.
Fonte: todamateria.com.br
2.1 Cargas
• Elétrons9
Elétron (e- ou β−) é uma partícula que constitui o átomo, ou seja, é uma partícula
subatômica. Ele tem carga negativa e se localiza na eletrosfera, em torno do núcleo
atômico, o que decorre da força eletromagnética.
8 Extraído e adaptado do site: http://paginapessoal.utfpr.edu.br/adalberto/ciencia-dos-materiais/Capitulo%201%20-%20Estrutura%20Atomica.pdf/at_download/file 9 Extraído e adaptado do site: https://www.todamateria.com.br/eletron/
21
A massa do elétron, ou eletrão (em português europeu), é irrelevante; tem cerca
de 1/1836,15267377 da massa do próton ou do nêutron, o mesmo que 10-30 kg. Por
esse motivo, a massa atômica resulta da soma apenas da massa dos prótons e dos
nêutrons.
A energia elétrica deve-se à movimentação dos elétrons que circulam pelos fios
de eletricidade. A carga positiva dos prótons junto com a carga negativa dos elétrons
dão origem à carga elétrica.
A unidade de medida de energia elétron-volt para joule equivale a 1,602 177 33
(49) x 10-19. O elétron-volt é utilizado quando a unidade de medida do sistema
internacional de energia (joule) é muito grande para ser considerada em certos
estudos microscópicos.
Quando o átomo perde elétrons, ele fica carregado positivamente em
decorrência dos prótons e formam cátions. Nessa condição, os elétrons são
chamados de elétrons livres, que é o mesmo que dizer que são mais externos porque
estão mais distantes do núcleo do átomo.
Ao contrário, são chamados de ânions quando o átomo tem maior número de
elétrons e é carregado negativamente.
Fonte: ensinandoeaprendendo.com
22
• Prótons10
O próton foi descoberto por Ernest Rutherford (1871-1937) no início do século
XX. Na sua teoria ele afirmou que o próton se concentrava no núcleo do átomo.
Ficou conhecida como Modelo Atômico de Rutherford e é a base da teoria
atômica. Próton (p+) é uma das pequenas partículas que constituem o átomo, que é a
menor partícula de um elemento químico.
O próton, ou protão (conforme português europeu), é formando por três quarks,
que são outras subpartículas. Dois quarks são do tipo upe um quark é do tipo down.
O próton é positivo; sua carga é de 1,6 x 10-19C. Ele se concentra no núcleo
do átomo junto com o nêutron, que é neutro porque não possui carga.
Quando o próton não está ligado ao elétron, ele é chamado de próton livre. Isso
acontece quando os prótons são submetidos a temperaturas muito altas, o que faz
com que se separem dos elétrons.
• Nêutrons11
Nêutron (n) é uma pequena partícula que constitui o núcleo do átomo. Não tem
carga e é formada por partículas ainda menores, as quais recebem o nome de quarks.
O nêutron, ou neutrão (em português europeu), é formado por dois quarks down e um
quark up.
Junto com os prótons (p+), que têm carga positiva, os nêutrons formam o centro
do átomo, o seu núcleo. Isso apenas não acontece com o hidrogênio, cujo núcleo é
formado por apenas um próton.
Pelo fato de formar o núcleo do átomo, nêutrons e prótons são chamados de
núcleons. É a carga positiva de um e a carga neutra do outro que propiciam a
estabilidade atômica.
Assim, a divisão do núcleo do átomo gera instabilidade e faz com que ele parta-
se em dois. Tem origem uma reação em cadeia chamada Fissão Nuclear, processo
que é utilizado no funcionamento das bombas nucleares.
10 Extraído do site: https://www.todamateria.com.br/proton/ 11 Extraído do site: https://www.todamateria.com.br/neutron/
23
2.2 Massa Atômica
Massa Atômica (u) é a forma padrão para medir o peso dos átomos. Isso
porque o átomo é muito leve. Assim, foi preciso padronizar uma medida para que
fosse possível pesar essa unidade da matéria.
Os químicos resolveram tomar como base o carbono, por isso diz-se que a
massa atômica é relativa. Foi determinado que uma unidade de massa atômica
equivale a 1,66 * 10-24 g, o mesmo que 1/12 do carbono.
As massas dos átomos são comparadas com esse padrão de 1u, o que quer
dizer que a massa atômica indica quantas vezes um átomo pesa mais do que 1/12 do
carbono.
A massa atômica é o valor que aparece logo abaixo dos nomes de cada
elemento na tabela periódica.
Fonte: tabelaperiodica.org
24
Cada elemento químico possui seu número atômico (Z) caracterizado pelo
número de prótons do núcleo. A massa atômica (A) de um átomo é calculada pela
soma da massa de prótons (Z) e nêutrons (N) no interior de seu núcleo A=Z+ N12
2.3 Modelos Atômicos13
Ao longo dos séculos XIX e XX, grandes cientistas estudavam o
comportamento dos átomos e desenhavam modelos explicativos como resultados
experimentais que possibilitavam a realização de previsões de como seria a forma de
um átomo.
Modelo Atômico de Dalton
Fonte: biography.com
Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde átomo é uma
minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem carga, dando
origem ao modelo da bola de bilhar.
12 Extraído do site: http://paginapessoal.utfpr.edu.br/adalberto/ciencia-dos-materiais/Capitulo%201%20-%20Estrutura%20Atomica.pdf/at_download/file 13Extraído do site: http://paginapessoal.utfpr.edu.br/adalberto/ciencia-dos-materiais/Capitulo%201%20-%20Estrutura%20Atomica.pdf/at_download/file
25
Segundo Dalton: “Toda matéria é composta por minúsculas partículas – os
átomos.
• “Os átomos de um determinado elemento são idênticos entre sí.”
• “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades
diferentes.”
• “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem
destruídos.”
• “As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos.”
• “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos
diferentes em proporções fixas. ”
Fonte: slideplayer.com.br
26
Modelo Atômico de Thomson
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Após a descoberta do elétron, em 1904, Thomson sugere o modelo do pudim
de passas. De acordo com esse modelo o átomo seria composto por elétrons que
giravam em círculos imersos em uma bolha esférica de uma substância carregada
positivamente.
Fonte: brasilescola.uol.com.br
27
Modelo Atômico de Rutherford
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas α emitidas pelo
elemento polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro e observou que:
• A maioria das partículas α atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio
em sua trajetória;
• Algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória;
• Um número muito pequeno de partículas batia na lâmina e voltava.
Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos
formados por um núcleo muito denso e pequeno carregado positivamente. Surgindo
a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo.
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
Modelo atômico de Bohr
O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Os seguintes
postulados foram propostos:
• Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor
do núcleo, chamadas de níveis de energia;
• Cada nível ocupado por um elétron possui um valor determinado de
energia;
28
• Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada
quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados
intermediários;
Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia;
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
• Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada
por letras (K, L, M, N, O, P, Q). A energia cresce com o afastamento da
camada.
• Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico que pode
assumir valores inteiros.
29
Fonte: portalsaofrancisco.com.br
Modelo atômico de Sommerfeld
Em 1916, ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que átomos de um
mesmo nível ocupam órbitas de trajetórias diferentes. Essas órbitas foram
denominadas de subníveis (s, p, d, f).
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
30
Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas elípticas.
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
2.4 Números Quânticos14
De acordo com a mecânica ondulatória, cada elétron é caracterizado por quatro
parâmetros, conhecidos como números quânticos. São os modelos que nos auxiliam
na localização e identificação da posição do elétron na órbita de um átomo.
São eles:
n: número quântico principal;
l: número quântico secundário;
ml: número quântico magnético;
ms: número quântico de spin.
Número quântico principal (n)
Está relacionado à distância de um elétron ao núcleo, ou à sua posição;
• Só assume valores inteiros: n=1; n=2; n=3...
14 Extraído do site: http://paginapessoal.utfpr.edu.br/adalberto/ciencia-dos-materiais/Capitulo%201%20-%20Estrutura%20Atomica.pdf/at_download/file
31
• As camadas são designadas pelas letras K, L, M, N, O, e assim por diante que
correspondem, respectivamente, a n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
Número quântico secundário (l)
• Caracteriza a uma subdivisão de energia dentro de cada camada;
• A quantidade destas subcamadas está limitada pela magnitude de n.
Fonte:www.paginapessoal.utfpr.edu.br
32
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
Orbitais s
Fonte:paginapessoal.utfpr.edu.br
33
Orbitais p
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
Orbitais d
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
34
Número quântico magnético (ml)
• Caracteriza o orbital em que existe a probabilidade de se encontrar os
elétrons;
• Pode ter qualquer valor inteiro entre +3 e –3, inclusive zero.
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
Número quântico spin (mș)
Descreve a rotação do elétron em torno do seu eixo;
•Associado a cada elétron há momento de spin (momento de rotação), que
deve estar orientado para cima ou para baixo;
•Esse é o quarto número quântico, para o qual existem dois possíveis valores
(+1/2 e -1/2), um para cada uma das orientações de spin.
35
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
O modelo de Bohr foi refinado pelo modelo mecânico-ondulatório
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
O elétron não é mais tratado como uma partícula que se move em torno de um
orbital discreto, em lugar disso, a posição do elétron é considerada como
probabilidade de um elétron estar em vários lugares ao redor do núcleo.
36
Quanto menor é o número quântico principal, menor é o nível energético;
• Dentro de cada camada a energia de uma subcamada aumenta com o valor
do número quântico l;
• Podem existir superposições de energia de um estado em uma camada com
os estados em uma camada adjacente.
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
37
Exemplo 1:
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
38
Exemplo 2:
Fonte: paginapessoal.utfpr.edu.br
2.5 Configurações eletrônicas
• Estados Eletrônicos – valores de energia permitidos para elétrons;
• Determinar maneira que estes estados são preenchidos com elétrons
• Princípio da exclusão de Pauli - conceito quântico mecânico;
• Cada estado orbital eletrônico pode comportar um máximo de dois elétrons,
que devem possuir valores de spin opostos;
Subcamadas s, p, d e f acomodam 2, 6, 10 e 14 elétrons respectivamente.
39
Número máximo de elétrons que pode ocupar cada uma das quatro primeiras
camadas.
Fonte: Callister, 2011.
Nem todos os estados eletrônicos são preenchidos por elétrons;
• Para a maioria dos átomos, os elétrons preenchem os estados
eletrônicos de energias mais baixas nas camadas e subcamadas, dois
elétrons (spins) por estado;
• Quanto todos os elétrons ocupam as menores energias possíveis o
átomo está no seu estado fundamental;
• A configuração eletrônica é a representação da maneira segundo a qual
esses estados são ocupados.
40
Fonte: Russel,1994.
Notação convencional
• Número de elétrons em cada subcamada é indicado por um índice
sobescrito após a indicação da camada e subcamada.
• H – 1s1
• He – 1s2
• Na – 1s22s22p63s 1
Elétrons de Valência
• Os elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais
externa;
• Os elétrons de valência participam da ligação atômica, de maneira a
formar agregados de átomos ou moléculas e muitas propriedades físicas
e químicas estão baseadas nestes elétrons.
41
Elétrons de Valência – Gases Nobres
• Átomos como Neônio, Criptônio, Argônio são conhecidos pela
configuração eletrônica estável
• Camada de Valência completamente preenchida, totalizando oito
elétrons;
• Exceção He – apenas dois elétrons 1s;
• Gases inertes ou gases nobres.
Elétrons de Valência - Íons
• Alguns átomos dos elementos que possuem camadas de valência não
totalmente preenchidas assumem configurações estáveis pelo ganho
ou perda de elétrons para formar íons carregados ou através do
compartilhamento de elétrons com outros átomos.
• Esta é a base para algumas reações químicas e também para as
ligações atômicas em sólidos.
• Orbitais s e p formam híbridos spn sob circunstancias especiais;
• n indica o número de orbitais p envolvidos e pode assumir os valores 1,
2 ou 3;
Grupos 3A, 4A e 5A da tabela periódica formam esses híbridos com maior
frequência.
3 PROPRIEDADES PERIÓDICAS15
A Tabela Periódica organiza os elementos químicos até então conhecidos em
uma ordem crescente de número atômico (Z – quantidade de prótons no núcleo do
átomo).
15 Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/propriedades-periodicas.htm
42
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias
simples que eles formam variam periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em
função do aumento (ou da diminuição) dos números atômicos. As propriedades que
se comportam dessa forma são chamadas de propriedades periódicas.
As principais propriedades periódicas químicas dos elementos são: raio
atômico, energia de ionização, eletronegatividade, eletropositividade e
eletroafinidade. Já as físicas são: pontos de fusão e ebulição, densidade e volume
atômico.
3.1 Raio Atômico16
Medir o tamanho de um átomo é algo muito difícil porque a sua eletrosfera
(região onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo) não possui um limite
específico. Por isso, a forma mais comum é por meio do raio atômico, em que se
considera o átomo como se ele fosse uma esfera (modelo atômico de Dalton).
O raio é a distância compreendida entre o centro e a extremidade da
circunferência e é a metade do diâmetro da circunferência, como mostrado a seguir:
Algo similar aplica-se ao conceito de raio atômico. Consideram-se dois átomos
de um mesmo elemento químico como esferas que devem estar o mais próximo
possível um do outro, sem estarem ligados quimicamente. O raio atômico (r) é a
metade da distância (d) entre os dois núcleos desses átomos vizinhos.
16Extraído do site: https://manualdaquimica.uol.com.br//quimica-geral/raio-atomico.htm
43
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Para conseguir essa medida, usa-se a técnica de difração por raios X. Nela,
esses raios atravessam uma amostra de um material sólido de um único elemento
químico (como um pedaço de ferro, pois ele é sólido e é formado somente por átomos
de ferro), e os átomos ou íons que constituem esse material provocam um desvio na
trajetória dos raios X. Depois os raios X incidem sobre uma chapa fotográfica e
registram a posição dos núcleos dos átomos no material e a distância entre eles.
Assim, basta dividir esse valor por dois para obter o raio atômico, que, em geral, é
medido em nanômetros (1 nanômetro é igual à bilionésima parte de um metro (10 -
9 m)).
O raio atômico é uma propriedade periódica porque ele varia periodicamente
em função dos números atômicos. Podemos dizer que, na tabela periódica, o raio
atômico dos elementos cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda:
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
44
Para entender porque o aumento do raio atômico segue essa ordem periódica,
considere separadamente os elementos de uma mesma família e de um mesmo
período. Elementos de uma mesma família: De cima para baixo vai aumentando o
número de camadas eletrônicas. Por exemplo, na família 1, o hidrogênio possui uma
camada, o lítio possui duas camadas, o sódio possui três camadas e assim
sucessivamente. Nesse sentido, aumenta também o número atômico e, por isso, o
raio do átomo também aumenta.
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Elementos de um mesmo período: Da esquerda para a direita a quantidade de
elétrons na camada de valência (camada mais externa ao núcleo) vai aumentando e
todos possuem a mesma quantidade de camadas. Por exemplo, o potássio (K) possui
quatro camadas eletrônicas e dezenove elétrons, o cálcio (Ca) possui também quatro
camadas eletrônicas, mas apresenta vinte elétrons, o escândio (Sc) também possui
quatro camadas eletrônicas, mas possui 21 elétrons, e assim por diante.
45
Quando a quantidade de elétrons aumenta, a sua atração pelo núcleo, que é
positivo, também aumenta. Assim, nesse sentido, em razão da atração entre o núcleo
e a camada de valência, há uma contração do átomo, o que causa a diminuição do
raio atômico. É por isso que o átomo cresce no sentido contrário: da direita para a
esquerda.
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
3.2 Energia de Ionização17
Os átomos no estado fundamental possuem a mesma quantidade de prótons
(cargas positivas) e de elétrons (cargas negativas), ou seja, são neutros. Mas na
formação das ligações iônicas, ocorre a extração de um ou mais elétrons da camada
de valência do átomo, que são transferidos para outro átomo, resultando na formação
de íons. O átomo que perdeu os elétrons transforma-se em um cátion (espécie
carregada positivamente).
Para “arrancar” esses elétrons do átomo isolado ou de um íon, é necessário
aplicar uma determinada quantidade de energia, que é chamada de energia de
ionização (porque houve a formação de íons) ou potencial de ionização. Assim,
podemos fazer a seguinte definição:
17Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br//quimica-geral/energia-ionizacao.htm
46
“Energia de ionização ou potencial de ionização é a energia aplicada para
retirar um elétron do átomo (ou do íon) isolado no estado gasoso. ”
Os valores das energias de ionização podem ser expressos em eletrovolts (eV),
mas de acordo com o SI (Sistema Internacional de Unidades), eles devem ser
expressos em kJ/mol.
Quando se retira o primeiro elétron de um átomo neutro, há a primeira energia
de ionização (I1). Já a energia necessária para retirar o segundo elétron desse cátion
que foi formado é chamada de segunda energia de ionização (I2) e assim por
diante. A primeira energia de ionização é sempre menor que a segunda energia de
ionização e assim sucessivamente. Isso acontece porque, no primeiro caso, o elétron
está na camada mais externa ao núcleo e, como está mais longe dos prótons, a
atração entre eles é menor, sendo mais fácil retirar o elétron.
Por exemplo, consideremos um átomo de cobre (Cu(g)) que possui quatro níveis
de energia no estado fundamental e um elétron no subnível mais externo (4s1):
Veja que a segunda energia de ionização foi maior do que a primeira. Isso nos
mostra que a energia de ionização é uma propriedade periódica, que varia conforme
o número atômico dos átomos dos elementos da Tabela Periódica. Podemos notar
também que essa propriedade segue um padrão de variação relacionado com o
do raio atômico, pois depende da distância que os elétrons estão do núcleo, ou
seja, quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização e vice-versa.
47
Isso quer dizer que os valores das energias de ionização dos elementos
crescem no sentido oposto ao crescimento do raio atômico, ou seja, aumenta de baixo
para cima e da esquerda para a direita. Os valores das energias de ionização são
medidos experimentalmente e podemos comparar esses valores para confirmarmos
esse padrão de variação mencionado:
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Considerando os elementos em uma mesma família: A primeira energia de
ionização aumenta de baixo para cima. Isso acontece porque, conforme vai descendo,
os níveis de energia e o raio atômico vão aumentando e os elétrons vão ficando mais
distantes do núcleo, por isso fica mais fácil retirá-los. Por exemplo, o H (hidrogênio)
possui somente uma camada eletrônica, então seu elétron está bem próximo ao
núcleo. Já o Cs (césio) possui seis camadas eletrônicas, estando seus elétrons bem
distantes do núcleo. É por isso que a energia de ionização do H é bem maior (1312)
que a do Cs (376).
48
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Considerando os elementos em um mesmo período: A primeira energia de
ionização18 aumenta da esquerda para a direita. Isso ocorre porque, conforme vai
caminhando para a direita, a quantidade de níveis permanece a mesma, mas a
quantidade de elétrons vai aumentando, ou seja, a atração pelo núcleo aumenta e seu
raio diminui. Com isso, a energia necessária para vencer essa força de atração
precisará ser maior. Por exemplo, o Na (sódio) e o Ar (argônio) pertencem ao terceiro
período, o que significa que ambos possuem três camadas eletrônicas, mas o Na
possui somente um elétron na sua camada mais externa, enquanto o Ar possui oito
elétrons nessa camada. Por isso, a primeira energia de ionização do Ar será bem
maior (1521) que a do Na (496).
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
18Caso queira aprofundar o tema, acesse os links: https://youtu.be/UoTe2lwXoYU ; https://youtu.be/8eR-tO82QUQ
49
Isso significa que os maiores valores para a energia de ionização são dos
elementos situados próximos ao Hélio, ou seja, na parte superior à direita da Tabela
Periódica. Por outro lado, os menores valores são dos elementos situados próximos
ao césio, na parte inferior à esquerda da Tabela Periódica.
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Isso explica algumas propriedades dos elementos, como o fato de os elementos
próximos ao Césio serem metais e os elementos próximos ao hélio serem ametais.
Os metais são formados por aglomerados de átomos neutros e cátions mergulhados
em uma “nuvem” ou “mar” de elétrons deslocalizados. Isso significa que eles devem
ter maior facilidade de perder elétrons e, por isso, somente os elementos com baixa
energia de ionização podem formar sólidos metálicos. Por outro lado, os elementos
no canto superior à direita não possuem essa facilidade de perder elétrons, porque
possuem altas energias de ionização e, por essa razão, são ametais.
3.3 Eletronegatividade19
A eletronegatividade é definida como a força que determinado átomo possui de
atrair os elétrons de uma ligação covalente para si.
19 Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br//quimica-geral/eletronegatividade.htm
50
Isso significa que a eletronegatividade é uma grandeza relativa, pois ela é
analisada por meio de uma comparação entre a capacidade que dois átomos ligados
possuem de atrair os elétrons. Além disso, ela é uma propriedade periódica, uma vez
que, à medida que o número atômico aumenta, ela adquire valores semelhantes para
intervalos regulares. Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos
elementos, mas a forma mais conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista
Linus Pauling. Os valores obtidos por ele estão presentes na imagem a seguir:
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Veja que os valores da eletronegatividade crescem de baixo para cima e da
esquerda para a direita.
Fonte:manualdaquimica.uol.br
51
Significa que a eletronegatividade cresce com a diminuição do raio de
um átomo.
Por exemplo, quando consideramos os elementos pertencentes a uma mesma
família (coluna), vemos que o raio dos átomos vai aumentando de cima para baixo,
isso ocorre porque o número de camadas eletrônicas também vai aumentado. Com o
aumento do raio atômico, a distância entre o núcleo (positivo) e os elétrons (negativos)
da última camada eletrônica (camada de valência), que realiza a ligação covalente,
fica maior e, consequentemente, a atração entre eles diminui. Assim, a
eletronegatividade dos elementos de cima é maior que a dos elementos que ficam
mais abaixo.
Agora, quando consideramos os elementos pertencentes ao mesmo período
(linhas), todos eles têm a mesma quantidade de camadas eletrônicas, a diferença é
que a quantidade de elétrons na última camada aumenta da esquerda para a direita.
Nesse sentido cresce, então, a atração entre os elétrons e o núcleo, ficando menor o
raio atômico e aumentando a eletronegatividade.
Desse modo, o elemento mais eletronegativo é o Flúor (4,0) e o menos
eletronegativo é o césio (0,7).
Existe uma forma de você saber a ordem de eletronegatividade dos elementos
mais eletronegativos, que são:
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H
Os valores de suas eletronegatividades são, respectivamente:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
52
3.4 Eletropositividade20
Uma característica interessante da grande maioria dos elementos químicos é a
necessidade de adquirir estabilidade (obedecer à regra do octeto)21, já que poucos
são gases nobres (apresentam oito elétrons na camada de valência) e, portanto,
estáveis. Essa estabilidade é adquirida quando os átomos estabelecem entre si uma
ligação química (interação entre átomos por meio dos seus elétrons e orbitais).
Um exemplo de ligação química é a que ocorre entre um átomo de sódio e um
átomo de cloro, formando o cloreto de sódio (sal de cozinha). Nessa ligação temos o
envolvimento de um átomo metálico (sódio) e um átomo ametal (cloro). A seguir temos
a fórmula que representa o cloreto de sódio:
NaCl
Ao avaliar a posição de um elemento químico na tabela periódica, podemos
prever o seu comportamento durante uma ligação química. Esse tipo de avaliação é
possível com o auxílio das propriedades periódicas (características dos elementos que
dependem do período da tabela e do número atômico). Uma dessas propriedades
periódicas é a chamada eletropositividade ou caráter metálico.
Denomina-se eletropositividade ou caráter metálico a capacidade que um
átomo apresenta de perder elétrons quando está ligado a outro átomo.
Essa capacidade está intimamente relacionada com três fatores importantes:
1. Raio atômico: quanto maior for o raio atômico, maior será a
eletropositividade. Se o átomo é grande, a força de atração do núcleo em relação aos
elétrons da periferia é pequena, o que torna a perda do elétron mais fácil.
2. Período: quanto menor for o número atômico, maior será a
eletropositividade. Isso ocorre porque, se o número de elétrons no núcleo é pequeno,
a força de atração tende a ser menor, facilitando a perda do elétron. Assim, nos
períodos da Tabela Periódica, a eletropositividade cresce da direita para a esquerda.
20 Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/eletropositividade.htm 21 Para compreender melhor esse tema acesse: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/teoria-octeto.htm
53
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
3. Família: quanto maior for o número atômico e o número de níveis, maior
será a eletropositividade. Nas famílias da Tabela Periódica, os elementos localizados
abaixo uns dos outros apresentam maior número atômico e maior número de níveis
em seus átomos, o que favorece uma menor força de atração do núcleo em relação
aos elétrons da periferia. Assim, nas famílias da tabela periódica, a eletropositividade
cresce de cima para baixo.
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br
Com esses conhecimentos, ao avaliar o exemplo do NaCl, temos a certeza de
que nessa molécula quem perde elétrons na ligação química é o sódio, pois este
apresenta maior eletropositividade que o cloro.
54
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
3.5 Eletroafinidade ou afinidade eletrônica22
A afinidade eletrônica ou eletroafinidade, que é uma das propriedades
periódicas existentes, avalia a quantidade de energia liberada quando um átomo em
seu estado fundamental (neutro) recebe um elétron. A equação a seguir representa a
afinidade eletrônica:
X(g) + e → X-(g) + energia
A afinidade eletrônica é uma propriedade extremamente difícil de ser medida.
Muitos elementos não apresentam o valor dela definido experimentalmente e, em
alguns casos, essa propriedade é teórica ou foi calculada em função do número
atômico. Em outros casos, ela é simplesmente ignorada, como no caso dos gases
nobres, que apresentam orbitais completos (ns2 np6) na camada de valência e são
muito estáveis.
22Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/afinidade-eletronica.htm
55
Existem casos em que o valor da afinidade eletrônica é negativo, o que significa
que, ao receber um segundo elétron, o átomo absorve energia, e não a libera (isso
ocorre principalmente quando o átomo tornou-se um ânion após receber um primeiro
elétron). Veja as equações a seguir que representam esse fato:
O(g) + e- → O-(g) + energia
O-(g) + e- → O-2(g)
Observação: Existe força de repulsão entre o ânion formado na primeira adição
e o segundo elétron que está sendo adicionado. Isso faz com que uma energia seja
gasta para que esse novo elétron entre no ânion.
Ao estudar a Tabela Periódica, é possível comparar a afinidade eletrônica de
vários elementos químicos. Para isso, vamos levar em consideração três aspectos:
Raio atômico: quanto menor for o tamanho de um átomo, maior será a sua
afinidade eletrônica. Isso ocorre porque a força de atração do núcleo em relação aos
elétrons da periferia é maior.
↓R. A – ↑A.E
↑R.A – ↓A.E
1. Período: em um mesmo período, quanto maior for o número atômico, maior será
a afinidade eletrônica. Isso ocorre porque quanto mais prótons existirem no
núcleo, maior será a força de atração nuclear em relação aos elétrons da periferia.
Por isso, no período, a afinidade eletrônica cresce da esquerda para a direita.
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br
56
2. Família: em uma mesma família, quanto menor for o número atômico e o
número de níveis, maior será a afinidade eletrônica. Na família, os elementos
localizados acima um do outro apresentam menor número atômico e menor número
de níveis em seus átomos, o que favorece uma maior força de atração do núcleo em
relação aos elétrons da periferia. Assim, em uma família da Tabela Periódica, a
afinidade eletrônica cresce de baixo para cima.
3.
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br
Após todas essas informações passadas, é fácil chegar à conclusão de que o
elemento químico com a menor afinidade eletrônica é o Frâncio, enquanto o elemento
de maior afinidade eletrônica é o flúor. Todavia, como toda regra tem exceções, a
análise do comportamento dessa propriedade periódica diretamente na tabela é
apenas uma previsão, já que o elemento de maior afinidade eletrônica é o Cloro.
57
Abaixo temos um esquema geral da afinidade eletrônica na Tabela Periódica:
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS23
Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir uns
aos outros, formando assim tudo o que existe hoje.
Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar
isolados, precisam se ligar a outros elementos. As forças que mantêm os átomos
unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são chamadas de ligações
químicas.
Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos
átomos, mas nunca atinge o núcleo.
Estabilidade dos gases nobres
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou
raros, são encontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se
encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas
combinações.
23 "Ligações químicas" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2018. Consultado em 19/11/2018 às 14:45. Disponível na Internet em http://www.soq.com.br/conteudos/ef/ligacoesquimicas/
58
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados
porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons.
Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo,
2 elétrons.
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na
última camada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no
máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração
idêntica à dos gases nobres.
Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:
Fonte: soq.com.br
A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última
camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode
conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem
estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos
gases nobres.
59
4.1 Ligações Iônicas24
A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas
contrárias (ânions e cátions). Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e
não metais.
Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar
cátions. Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.
Não metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e
formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos. Então:
METAL + NÃO METAL → LIGAÇÃO IÔNICA
Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7
O Na quer doar 1 é → Na + (cátion)
O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion)
O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases
nobres), precisa de 1é.
As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de
cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de
cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.
Observe a tabela com a valência dos elementos químicos (alguns alcalinos,
alcalinos terrosos, calcogênios e halogênios):
24 "Ligação iônica" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2018. Consultado em 19/11/2018 às 15:23. Disponível na Internet em http://www.soq.com.br/conteudos/ef/ligacoesquimicas/p1.php
60
Fonte: soq.com.br
Valência de outros elementos químicos:
Fonte: soq.com.br
61
Exemplo: Mg e Cl
Pode-se utilizar a “regra da tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de
cloros (não metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).
Outro exemplo: Al e O
Neste caso, também foi utilizada a “regra da tesoura”. A fórmula final será
chamada de íon fórmula.
Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis
A fórmula eletrônica representa os elétrons nas camadas de valência dos
átomos.
Ex. NaCl
A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula de Lewis, por ter sido
proposta por esse cientista.
4.1.1 Características dos compostos químicos formados por ligação iônica25
• De uma forma geral, os compostos iônicos, isto é, substâncias formadas
mediante ligação iônica, apresentam as seguintes características:
• São sólidos à temperatura ambiente;
• Seus átomos organizam-se de uma maneira a produzir um retículo
cristalino (um cristal).
• São solúveis em água;
25Extraído do site: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-ionica.htm
62
• São capazes de realizar o fenômeno da dissociação (liberação de íons)
quando sofrem fusão, ou seja, quando passam do estado sólido para o
estado líquido, ou quando estão dissolvidos em água;
• Apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição;
• Possuem brilho;
• Conduzem corrente quando dissolvidos em água ou após sofrerem o
processo de fusão.
Obs.: Nos compostos iônicos, os átomos aglomeram-se de forma a ocupar os
vértices de estruturas cristalinas. No cloreto de sódio, por exemplo, um ânion cloreto
(esfera roxa) interage ao mesmo tempo com seis cátions sódio (esferas verdes):
Fonte: mundoeducacao.bol.uol.com.br
63
4.2 Ligações Covalentes26
A ligação covalente geralmente é feita entre os não metais e não metais,
hidrogênio e não metais e hidrogênio com hidrogênio. Esta ligação é caracterizada
pelo compartilhamento de elétrons.
O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico
ao gás nobre hélio, com 2 elétrons na última camada, ele precisa de mais um elétron.
Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons, ficando estáveis:
Ex. H (Z = 1) K = 1
H – H → H2
O traço representa o par de elétrons compartilhados.
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua
eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo aos dois átomos, ou seja, os dois
átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de
ligação covalente é chamada de molécula.
Então, o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é
considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações
covalentes. Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:
Fonte: soq.com.br
26 "Ligação covalente" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2018. Consultado em 19/11/2018 às 15:32. Disponível na Internet em http://www.soq.com.br/conteudos/ef/ligacoesquimicas/p2.php
64
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser
mono, bi, tri ou tetravalentes.
A ligação covalente pode ocorrer também entre átomos de diferentes
elementos, por exemplo, a água.
Fonte: soq.com.br
A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O
oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem
1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons
sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas. As fórmulas em
que aparecem indicados pelos sinais. ou x são chamadas de fórmula de Lewis ou
fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de
fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão
ligados. A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos
átomos têm na molécula. Veja o modelo:
H . . H (fórmula de Lewis ou eletrônica)
H – H (fórmula estrutural plana)
H2 (fórmula molecular)
65
Observe a tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua
representação.
Fonte: soq.com.br
4.2.1 Ligações Covalentes Simples27
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” um elétron de cada
elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. Na
formação do gás cloro (Cl2), há o compartilhamento de um elétron de cada átomo de
Cloro:
27https://www.infoescola.com/quimica/ligacao-covalente/
66
Fonte: infoescola.com
4.2.2 Ligação Covalente dupla
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” dois elétrons de cada
elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No
caso da água (H2O), há o compartilhamento de um elétron de cada átomo
de hidrogênio com os elétrons de apenas um átomo de oxigênio:
Fonte: infoescola.com
4.2.3 Ligação Covalente Tripla
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” três elétrons de cada
elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No
caso do gás nitrogênio (N2), quando há a formação da molécula do gás, há o
compartilhamento de três elétrons de cada átomo de nitrogênio entre si:
67
Fonte: infoescola.com
4.2.4 Ligação Covalente Coordenada ou Dativa
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” os elétrons da camada de
valência e, quando há pares de elétrons disponíveis, é feito a “doação” destes elétrons
com outro átomo, é o que ocorre com o dióxido de enxofre (SO2), quando há a
formação da molécula do gás, há o compartilhamento de dois elétrons de oxigênio
com um átomo de enxofre e há a doação de um par de elétrons do oxigênio para outro
átomo de enxofre:
Fonte: www.infoescola.com
68
4.3 Ligações Metálicas
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas
metálicas, que são cada vez mais importantes para o nosso dia a dia.
No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados,
formando as células, ou grades ou retículo cristalino. Uma amostra de metal é
constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse
metal.
Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre liberação parcial dos
elétrons mais externos, com a consequente formação de cátions, que formam as
células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que
foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São
dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de elétrons livres.
Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons
condutores elétricos e térmicos. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo
de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem Eletrônica ou Teoria do “Mar” de
elétrons.
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions,
mergulhados numa nuvem ou "mar" de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons
funcionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos unidos.
Fonte: soq.com.br
69
São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de
propriedades bem características, como por exemplo o brilho metálico, a
condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade,
a alta densidade e a resistência à tração.
As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-
metais e metais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros. Algumas ligas:
- Bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos.
Fonte: soq.com.br
- Aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à
tração, é usado em construção, pontes, fogões, geladeiras.
Fonte: soq.com.br
- Aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel),
não enferruja (diferente do ferro e do aço comum), é usado em vagões de metrô,
fogões, pias e talheres.
70
Fonte: soq.com.br
-Latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras.
Fonte: soq.com.br
Ouro / em joias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) - usado para fabricação
de joias. Utiliza-se 25% de cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro
puro.
Fonte: soq.com.br
As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo símbolo do elemento: Exemplo: Fe, Cu Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li.
71
5 GEOMETRIA MOLECULAR28
Geometria molecular é o formato adotado por uma molécula constituída
por ligação covalente no plano espacial. Essa forma baseia-se na maneira como os
átomos que compõem a molécula, que deve apresentar mais de dois átomos, estão
dispostos em torno do átomo central.
A disposição dos átomos em uma molécula está baseada na teoria da repulsão
de pares eletrônicos (TREPV), que afirma que os elétrons presentes nas nuvens
eletrônicas ao redor de um átomo central repelem-se (afastam-se), alterando o
posicionamento dos átomos, determinando, assim, a geometria molecular.
Obs.: Nuvem eletrônica é o par de elétrons formado por uma ligação entre dois
átomos ou entre elétrons da camada de valência do átomo central que não estejam
participando de uma ligação química.
Geometria linear, angular, trigonal plana, tetraédrica, bipiramidal, octaédrica
são exemplos de geometrias moleculares. Para facilitar a determinação da geometria
das moléculas de uma substância, o químico inglês Ronald James Gillespie criou, em
1954, algumas regras baseadas na TREPV, que serão descritas abaixo.
5.1 Geometria Linear
Modelo-padrão de representação de geometria linear
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula diatômica (dois
átomos) ou triatômica (três átomos) na qual o átomo central está ligado diretamente a
outros dois átomos. No caso da molécula triatômica, não há nuvem eletrônica não
ligante.
28DIAS, Diogo Lopes. "Geometria molecular"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/geometria-molecular.htm>. Acesso em 20 de novembro de 2018.
72
Exemplo 1: Iodo (I2)
Fórmula estrutural do I2
Exemplo 2: Dissulfeto de carbono (CS2)
Fórmula estrutural do CS2
Na molécula do CS2, há três átomos: um átomo de carbono ligado a dois
átomos de enxofre. Nessa estrutura, todos os quatro elétrons da camada de valência
do carbono estão participando das ligações químicas.
5.2 Geometria Angular
A geometria angular é um dos vários tipos de geometria molecular, que é a
forma como os átomos de uma molécula estão organizados no espaço. Ela apresenta
como principal propriedade o fato de o átomo central orientar a forma como os outros
átomos da molécula deve ser organizado no espaço.
Trata-se de um tipo de geometria que apresenta características bem
particulares, a saber:
Ocorre apenas em moléculas triatômicas, ou seja, aquelas que apresentam
apenas três átomos (iguais ou diferentes) em sua composição;
O átomo central da molécula deve apresentar seis elétrons de valência;
No átomo central deve existir pelo menos um par de elétrons que não
participam de ligações químicas;
O padrão da fórmula estrutural das moléculas que possuem essa geometria é
o seguinte:
73
Ângulos possíveis na geometria angular
De acordo com a teoria da repulsão de pares eletrônicos, quando em uma
molécula existem dois ou mais pares de elétrons em volta de um átomo central,
automaticamente essas nuvens eletrônicas repelem-se entre si. Essa repulsão entre
os pares eletrônicos promove a organização dos átomos em volta do átomo central.
Como um par eletrônico repele o outro, entre eles surgem um distanciamento
e, consequentemente, um ângulo. De forma geral, os valores dos ângulos
determinados para a geometria molecular angular são 120o e 109o 28', de acordo com
os seguintes critérios:
• Ângulo de 120o: quando o átomo central da molécula apresenta um par
de elétrons não ligantes;
• Ângulo de 109o 28': quando o átomo central da molécula apresenta dois
pares de elétrons não ligantes.
Obs.: Vale ressaltar que os valores dos ângulos propostos acima são
padronizados para facilitar o aprendizado, mas cada molécula apresenta uma
particularidade e, consequentemente, um valor de ângulo entre suas nuvens
eletrônicas.
Exemplos
Moléculas de água (H2O)
A água é uma substância cujas moléculas apresentam duas ligações simples
entre o átomo de oxigênio e cada um dos átomos de hidrogênio, como podemos
observar na fórmula estrutural a seguir:
74
Como cada ligação simples representa o compartilhamento de dois elétrons,
podemos construir a fórmula eletrônica da molécula de água da seguinte forma:
A água é uma substância cujas moléculas possuem geometria angular porque
ela apresenta as seguintes características:
Molécula triatômica (três átomos);
O átomo central apresenta elétrons não ligantes (dois pares), já que dois dos
seus seis elétrons de valência participam das ligações com os hidrogênios;
Possui um ângulo geral de 109o 28' entre as nuvens eletrônicas do átomo
central.
Moléculas do dióxido de enxofre (SO2)
O dióxido de enxofre é uma substância cujas moléculas apresentam uma
ligação dupla e uma ligação covalente dativa entre o átomo de enxofre e cada um dos
átomos de oxigênio, como podemos observar na fórmula estrutural a seguir:
75
Como a ligação dupla representa o compartilhamento de quatro elétrons e
a ligação dativa representa o compartilhamento de dois elétrons, a fórmula eletrônica
da molécula do dióxido de enxofre é a seguinte:
O dióxido de enxofre apresenta geometria angular porque possui as seguintes
características:
Molécula triatômica (três átomos);
O átomo central apresenta elétrons não ligantes (um par apenas), já que quatro
dos seus seis elétrons de valência participam das ligações com os oxigênios;
Possui um ângulo geral de 120o entre as nuvens eletrônicas do átomo central.
Moléculas de ozônio (O3)
O ozônio é uma substância cujas moléculas apresentam uma ligação dupla e
uma ligação covalente dativa entre o átomo de enxofre e cada um dos átomos de
oxigênio, como podemos observar a seguir:
76
Como a ligação dupla representa o compartilhamento de quatro elétrons e a
ligação dativa representa o compartilhamento de dois elétrons, a fórmula eletrônica
da molécula do ozônio é a seguinte:
O ozônio apresenta geometria angular porque possui as seguintes
características:
• Molécula triatômica (três átomos);
• O átomo central apresenta elétrons não ligantes (um par apenas), já que
quatro dos seus seis elétrons de valência participam das ligações com
os oxigênios;
• Possui um ângulo geral de 120o entre as nuvens eletrônicas do átomo
central.
5.3 Geometria Trigonal Plana
Modelo-padrão de representação de geometria trigonal plana
Essa geometria molecular ocorre quando se tem uma molécula tetratômica
(quatro átomos) na qual o átomo central liga-se diretamente a três outros átomos.
Nessa estrutura, não há nuvem eletrônica não ligante.
77
Exemplo: Tri-hidreto de boro (BH3)
Fórmula estrutural do BH3
A molécula do BH3 é formada por quatro átomos: um átomo de boro ligado a
três átomos de hidrogênio. Nessa molécula, todos os três elétrons da camada de
valência do boro estão participando das ligações químicas.
5.4 Geometria Piramidal
Modelo-padrão de representação de geometria piramidal
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula tetratômica (quatro
átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Essa estrutura
apresenta, obrigatoriamente, uma nuvem eletrônica não ligante.
Exemplo: Hidreto de fósforo (PH3)
Fórmula estrutural do PH3
78
Na molécula do PH3, há quatro átomos: um átomo de fósforo ligado a três
átomos de hidrogênio. Nessa formação, apenas três dos cinco elétrons da camada de
valência do fósforo estão participando das ligações químicas. Logo, há uma nuvem
não ligante.
5.5 Geometria Tetraédrica
Modelo-padrão de representação de geometria tetraédrica
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula pentatômica (cinco
átomos) cujo átomo central, que não apresenta nuvem eletrônica não ligante, liga-se
diretamente a quatro outros átomos.
Exemplo: Tetra-hidreto de silício (SiH4)
Fórmula estrutural do SiH
4 Na molécula do SiH4, há cinco átomos: um átomo de silício ligado a quatro
átomos de hidrogênio. Todos os quatro elétrons da camada de valência do silício estão
participando das ligações químicas.
79
5.6 Geometria Bipiramidal
Modelo-padrão da representação de uma geometria bipiramidal
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula hexatômica (seis
átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a cinco outros átomos. Nesse caso,
não há nuvem eletrônica não ligante.
Exemplo: Penta-hidreto de fósforo (PH5)
Fórmula estrutural do PH5
Na molécula do PH5, há seis átomos: um átomo de fósforo ligado a cinco
átomos de hidrogênio. Todos os cinco elétrons da camada de valência do fósforo
estão participando das ligações químicas.
5.7 Geometria octaédrica
Modelo-padrão de representação de geometria octaédrica
80
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula heptatômica (sete
átomos) na qual o átomo central liga-se diretamente a seis outros átomos. Nesse caso,
não há nuvem eletrônica não ligante.
Exemplo: Hexafluoreto de enxofre (SF6)
Fórmula estrutural do SF6
Na molécula do SF6, há sete átomos: um átomo de enxofre ligado a seis átomos
de flúor. Todos os seis elétrons da camada de valência do enxofre estão participando
das ligações químicas.
5.8 Interações Intermoleculares29
A intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em
uma grande faixa, mas elas são muito mais fracas que ligações iônicas covalentes. É
necessário menos energia para vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para
quebrar ligações covalentes em moléculas.
29 Extraído e adaptado do site: http://docente.ifsc.edu.br/michael.nunes/MaterialDidatico/Analises%20Quimicas/Quimica%20Geral/For%C3%A7as%20intermoleculares.pdf
81
Fonte: docente.ifsc.edu.br
Propriedades dos líquidos:
• Ponto de Ebulição - Ponto de Fusão
• Refletem a intensidade das forças intermoleculares.
• Quanto mais forte as forças de atração, maior é a temperatura na qual
o líquido entra em ebulição.
• O ponto de fusão aumenta à medida que as forças intermoleculares
ficam mais fortes.
82
Fonte:docente.ifsc.edu.br
Forças eletrostáticas por natureza, envolvendo atrações entre espécies
positivas e negativas (15% menos fortes que as ligações covalentes e iônicas).
5.8.1 Forças íon-dipolo
• Uma FORÇA ÍON-DIPOLO existe entre um íon e a carga parcial em
certo lado de uma molécula polar.
• Moléculas polares: são dipolos.
Fonte: docente.ifsc.edu.br
83
5.8.2 Forças dipolo-dipolo
• Moléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma
molécula está próximo do lado negativo da outra.
• Forças dipolo-dipolo são efetivas tão somente quando moléculas polares
estão próximas.
• Em líquidos as moléculas polares estão livres para movimentar-se em
relação às outras.
• Estarão algumas vezes em uma orientação que é atrativa e em outras
em orientação que é repulsiva.
• O efeito como um todo é uma atração líquida.
• Massas moleculares, momentos de dipolo e pontos de ebulição de várias
substâncias orgânicas comuns:
Fonte:docente.ifsc.edu.br
• Para moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força
das atrações intermoleculares aumenta com o aumento da polaridade.
84
5.8.3 Ligação de Hidrogênio
• O ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular
(aumento das forças de dispersão)
• Exceção: H2O
Fonte: docente.ifsc.edu.br
• Pontos de ebulição normalmente altos.
• Características que os distingue de outras substâncias de massa
molecular e polaridade análogas.
85
Água
• Alto ponto de ebulição.
• Alto calor específico.
• Alto calor de vaporização.
• Forças intermoleculares fortes de maneira incomum.
É um tipo especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em
uma ligação polar (particularmente uma ligação H-F, H-O ou H-N) e um par de elétrons
não compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletronegativo que esteja próximo
(geralmente um átomo de F, O ou N em outra molécula).
Fonte: docente.ifsc.edu.br
Exemplos de ligação de hidrogênio. As linhas sólidas representam ligações
covalentes, as linhas vermelhas pontilhadas representam ligações de hidrogênio.
Fonte:docente.ifsc.edu.br
86
• Energias das ligações de hidrogênio: 4 kJ/mol a 25 kJ/mol ou mais.
• São muito mais fracas que as ligações químicas ordinárias.
• No entanto, as ligações de hidrogênio são geralmente mais fortes que
as forças dipolo-dipolo e de dispersão.
5.8.4 Comparando as forças
Fonte: docente.ifsc.edu.br
87
6 REAÇÕES QUÍMICAS30
É processo de mudanças químicas, onde ocorre a conversão de uma
substância, ou mais, em outras substâncias.
Fonte: docente.ifsc.edu.br
6.1 Lei da Conservação de Massas
A massa total de uma reação química é constante. Os átomos não são
criados nem destruídos em uma reação química, simplesmente eles mudam de
parceiro. Como os átomos não são criados nem destruídos em uma reação química,
multiplicam-se as fórmulas por fatores para mostrar o mesmo número de átomo de
cada elemento em cada lado da reação. Esta operação matemática é conhecida
como BALANCEAMENTO.
Fonte: iqm.unicamp.br
30 Extraído e adaptado do site: https://iqm.unicamp.br/sites/default/files/reacoes%20quimicas.pdf
88
Em uma equação química pode-se representar os estados físicos de cada
reagente e produto.
Fonte: iqm.unicamp.br
Para indicar que a reação requer calor (Temperatura) utiliza-se a letra grega Δ.
Fonte: iqm.unicamp.br
Para indicar que a reação precisa de um catalisador utiliza-se a fórmula do
catalisador sobre a flecha da reação.
Fonte: iqm.unicamp.br
6.2 Reações de Síntese ou Adição
Quando 2 ou mais substâncias originam 1 único produto.
Fonte: iqm.unicamp.br
89
Exemplo: o magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de
magnésio.
Fonte: iqm.unicamp.br
6.3 Reações de decomposição
Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior
(composição), ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos
outros compostos. Estas reações também são conhecidas como reações de análise.
Veja a ilustração e em alguns exemplos:
Fonte: iqm.unicamp.br
90
Fonte: iqm.unicamp.br
6.4 Reações de Simples Troca
Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma
substância composta para formar outra substância simples e outra composta.
Fonte: iqm.unicamp.br
91
6.5 Reações de Dupla-Troca
Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer
uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas. Veja os exemplos:
Fonte: iqm.unicamp.br
6.6 Reações de óxido-redução
Uma reação de Oxirredução é a combinação de uma reação de oxidação e uma
reação de redução. Reações como a combustão, a corrosão, a fotossíntese, o
metabolismo do alimento e a extração dos metais dos minérios são reações de
oxirredução;
92
Nesta reação o átomo de magnésio (Mg) também sofreu oxidação, porém, em
presença do gás cloro (Cl2 ). Os dois elétrons do Mg foram transferidos para cada
átomo de Cl. Desta forma, o Mg sofreu oxidação e o Cl redução.
O átomo de zinco metálico (Zn) perdeu dois elétrons, sofreu oxidação (Zn2+),
provocou a redução do íon cobre (Cu2+) para cobre metálico (Cu), portanto é o
AGENTE REDUTOR. O íon cobre (Cu2+) recebeu dois elétrons do átomo de zinco
metálico (Zn), sofreu redução (Cu), provocou a oxidação do zinco metálico (Zn) para
íon zinco (Zn2+ ), portanto é o AGENTE OXIDANTE.
93
Fonte: iqm.unicamp.br
7 ESTEQUIMOTERIA31
O cálculo estequiométrico pode ser feito conforme as seguintes etapas:
1. Escrever a equação química
Escreva a equação química conforme apresentado no problema ou exercício
proposto.
2. Balanceamento da equação química
O balanceamento das equações químicas informa a quantidade de átomos
envolvidos na reação.
Ele é importante pois garante que exista o mesmo número de átomos dos
elementos em cada lado da equação, ou seja, entre reagentes e produtos.
Nesse momento, você deve acertar os coeficientes estequiométricos, eles são
os números multiplicadores recebidos pelas espécies químicas em uma equação
balanceada e indicam os números de mols.
31 Extraído e adaptado: https://www.todamateria.com.br/calculos-estequiometricos/
94
3. Estabelecer a regra de três
Como se trata de relações de grandezas, é preciso estabelecer uma regra de
três simples entre os dados e a pergunta do problema.
Exemplos:
1. Qual o número de mols de moléculas de O2 necessário para reagir com 5
mols de átomos de ferro?
1° Passo - Escrever a equação química:
2° Passo - Balancear a equação:
3° Passo - Realizar Regra de três:
2. Considerando a síntese de amônia, qual a massa de NH3 que pode ser
produzida a partir de 0,4 mol de N2?
1° Passo - Escrever a equação química:
2° Passo - Balancear a equação:
95
Consultando a massa dos elementos na tabela periódica e fazendo a relação
com o número de mols, temos:
Observe que a soma da massa dos reagente é igual à do produto, isso obedece
a Lei de Proust, um dos princípios da estequiometria.
3° Passo - Realizar Regra de três:
Com base nas informações dadas no problema, temos a seguinte regra de três:
7.1 Fatores Estequiométricos32
Utiliza-se o símbolo para indicar as relações estequiométricas entre reagentes
e produtos. Podemos definir que na reação do hidrogênio com o oxigênio, as
quantidades relativas dos reagentes e produtos estão relacionadas da seguinte
maneira:
A partir desta relação podemos obter os fatores estequiométricos.
32 http://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/13292207052012Fundamento_de_Quimica_Aula_09.pdf
96
É importante identificar que a equação também mostra a seguinte relação:
Logo, os fatores estequiométricos são:
Os fatores estequiométricos ou fatores unitários, como exemplificados acima,
são utilizados para calcular a quantidade de reagentes e produtos consumidos e
produzidos respectivamente em reações químicas. Seguindo este raciocínio, observe
o exemplo abaixo:
Exemplo 1:
Calcule a quantidade de oxigênio necessária para consumir completamente
2,45 g de Fe. Qual será a quantidade em massa e mols de Fe2 O3 produzido?
Etapa 1: Inicialmente, escreva a equação balanceada da reação química. Esta
é sempre a primeira etapa de resolução em relação a cálculos estequiométricos.
97
Etapa 2: Calcular o número de mols a partir da massa de Fe.
Etapa 3: Utilizar o fator estequiométrico para calcular a quantidade de oxigênio
necessária. A quantidade de oxigênio está relacionada com a quantia disponível de
ferro de acordo com a equação balanceada.
É importante identificar que, para a execução desse cálculo, a quantidade de
Fe foi multiplicada pelo fator estequiométrico. De acordo com os cálculos, são
necessários 0,033 mol de O2 para reagir com a quantidade de ferro disponível.
Etapa 4: A partir do número de mols de O2 calcular a massa de O2.
Etapa 5: Utilizar o fator estequiométrico para converter a quantidade de Fe
9disponível na quantidade de Fe2 O3 produzida.
Etapa 6: Utilizar o número de mols de Fe2 O3 produzido para calcular sua
massa.
98
Dicas: Partindo do princípio de que a matéria é conservada durante a reação,
a massa de Fe2 O3 produzida pode ser calculada somando as massas de Fe e O2
utilizadas.
99
8 BIBLIOGRAFIA BÁSICA
MCMURY, John. Química orgânica. 6ed; v.01. Cengage Learning, São Paulo,2008. RUSSELL, John Blair. Química geral: v.1. 2. ed. São Paulo: Makron Books, c1994. 2v., il., 24 cm.
TREICHEL JR, Paul. Química geral e reações químicas. V.1; 5.ed São Paulo: Thomson, 2005. 2v.(1018p.), il. col., 28 cm
BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTAR
KOTZ, John C; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; TREICHEL, David A. Química geral e reações químicas. v. 2, 9. ed. Cengage Learning, 2015. ROCHA, Júlio Cesar. Introdução à química ambiental. 2. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009. 256p., il. (algumas col.), 25 cm. Inclui bibliografia e índice. ISBN 9788577804696 (broch.). ROZENBERG, Izrael Mordka. Química Geral. 1. ed. Editora Bluncher, 2002. SALOMONS, T.W. Graham; FRYLE, Craig B. Química orgânica, 10. ed. LTC Editora, 2012. TRINDADE, Diamantino Fernandes. Química básica experimental. 6. ed. Editora Ícone, 2016.
