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Rutherford
• Modelo “Planetário”
• Descobriu o núcleo.
• Átomo imenso vazio.
• Núcleo 10.000 x menor que o átomo.
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Rutherford
• Modelo “Planetário”
• Descobriu o núcleo.
• Átomo imenso vazio.
• Núcleo 10.000 x menor que o átomo.
Postulados de Bohr - Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
- Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados estacionários).
Período
Família
Estrutura da Tabela Periódica v Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas dos elementos.
v Grupos ou Famílias: são as linhas ver6cais, definem o número de elétrons da camada de valência.
Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO:
• Cresce com o aumento do número de camadas.
• Quando o número de camadas é igual , diminui com o aumento do número atômico.
H He
Li
Na
F
He
Fr
Propriedades Periódicas
X(g) + Energia → X+(g) + e- (endotérmica)
Li+ Li
+ e-
E1
Na Na+
+ e-
E2
POTENCIAL OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO: é a energia necessária para re6rar um elétron do átomo no seu estado gasoso
He
Fr
Propriedades Periódicas AFINIDADE ELETRÔNICA: é a energia liberada quando um átomo ganha um elétron, no estado gasoso.
Observações:
1) A afinidade eletrônica numericamente é igual ao potencial de ionização.
2) Os gases nobres apresentam afinidade eletrônica igual a zero.
X(g) + e- → X-(g) + Energia (exotérmica)
F
Fr
Propriedades Periódicas Eletropositividade: mede a tendência do elemento em perder elétrons, define o seu caráter metálico.
F
Fr
Eletronegatividade: mede a tendência do elemento em ganhar elétrons, define o seu caráter ametálico.
F
Fr
Substância Pura
Sistemas Materiais
Simples Simples Composta
Substância Pura
Homogênea
Mistura
Heterogênea
Sistemas Materiais
FENÔMENO QUÍMICO
Combustão do álcool eIlico
H3C- CH2- OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Reagentes Produtos
v O fenômeno químico transforma a natureza íntima da matéria.
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
CONDENSAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
Estados Msicos da matéria
LIGAÇÕES QUÍMICAS ü Conceito Geral: Combinação entre
átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos isolados
Átomos ligados
Energia
LIGAÇÃO IÔNICA
ü Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Na+ Cl- Na Cl
Características dos Compostos Iônicos
ü Sólidos a temperatura ambiente.
ü Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados.
ü Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa.
ü Melhor solvente é a água.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
ü Definição: Ocorre através do compar6lhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronega6vidade.
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS
Características dos Compostos Moleculares
ü Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente.
ü Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos.
ü Bons isolantes: térmico e elétrico.
Geometria Molecular
• O Apo de geometria pode ser definido através da seguinte tabela: Nº de Átomos Átomo Central Geometria
2 -------- Linear (180º) 3 Com eletrons livres Angular
3 Sem eletrons livres Linear
4 Com eletrons livres Piramidal
4 Sem eletrons livres Trigonal
5 -------- Tetraedrica(109º 28’)
Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 →
HCl →
H H
H Cl δ+ δ-‐
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES v DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de
substâncias no estado sólido ou líquido.
v Tipos de ligações intermoleculares:
1) Van de Waals
Dipolo instantâneo: Moléculas apolares
Dipolo permanente: Moléculas polares sem H-FON.
2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
LIGAÇÃO METÁLICA v Definição: ligações entre átomos de metais que formam reIculos cristalinos de cá6ons fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.
Retículo Cristalino
Ø Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cá6ons H+ (H3O+).
Ex.: HCl → H+ + Cl-
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ø Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH-.
Ex.: NaOH → Na+ + OH-
aq
Conceitos de Arrhenius: Óxidos e Sais
ü Óxidos: compostos binários onde o elemento mais eletronega6vo é o oxigênio.
Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc.
ü Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando pelo menos um cá6on diferente do H+ ou um ânion diferente do OH-.
Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.
Composição: o C é o principal elemento, incluem também o H, N, O, S, P e ainda os halogênios.
Caracterís@cas: em geral os compostos orgânicos são covalentes apolares. A presença de um elemento diferente do C e H promovem uma certa polaridade na molécula.
Compostos Orgânicos
H H
Ex.: H – C – H H – C – OH
H H
Apolar Polar
v Classificação do Carbono:
Cadeias Carbônicas
l
l Primário: – C – C
l
l Secundário: C – C – C
l
l Terciário: C – C – C
C
C
l
l Quaternário: C – C – C
C
1) Ligação com outros átomos de C:
v Classificação do Carbono:
Cadeias Carbônicas
l
l sp3: – C –
l sp2: – C = sp: = C = ou – C ≡
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
1) Normal Ramificada
l
l – C – C – C – C – C –
l
l l l l
l l l – C – C – C – C – C
l
l
l l l
l l l l CH3
l
2) Hibridização dos átomos de C:
Cadeias Carbônicas
2) Homogênea Heterogênea l
l – C – C – C –
l
l l
l l – C – O – C –
l
l l
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
3) Saturada Insaturada
l
l – C – C – C – C – C –
l
l l l l
l l l – C – C = C – C – C
l
l
l
l l l l
l
Homocíclica Heterocíclica O
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
Cadeias Carbônicas
4) Acíclica ou alifática Cíclica
l
l – C – C – C –
l
l l
l
5) Alicíclica Aromática
FUNÇÕES OXIGENADAS Definição: Compostos orgânicos com a presença do O.
H3C – C = O OH
H3C– C – CH3 O
H – C = O H
– OH
H3C = CH – OH
H3C – CH2 – OH
Exemplo
R – C = O OH
R – C – R’ O
R – C = O H
Ar – OH
R – OH
R – OH
Fórmula geral
– C – O Cetona
– OH (lig. Com núcleo Bz) Fenol
– C = O H Aldeído
– C = O OH
– OH (lig. com C dupla)
– OH (lig. com C saturado)
Grupo funcional
Ácido carboxílico
Enol
Álcool
FUNÇÃO
⎮ ⎮
⎮⎮ ⎮⎮
⎮ ⎮
⎮⎮
⎮
⎮
FUNÇÕES OXIGENADAS
R – O – R’
R – C = O O]–cátion
R – C = O Cl
R – C = O O
R’– C = O
R – C = O O – R’
Fórmula geral
H3C – O – CH3 – O – Éter
H3C– C = O Cl
– C = O Cl
Cloreto de ácido
H3C – C = O ONa
– C = O O]–cátion
Sal orgânico
– C = O O
– C = O
– C = O O –
Grupo funcional
Anidrido
Éster
FUNÇÃO
H3C – C = O O
H3C – C = O
H3C – C = O O – CH3
Exemplos
⎮
⎮
/
⎮
⎮
\ \
/
⎮
⎮
⎮
\
/
⎮
⎮
FUNÇÕES NITROGENADAS
R – NH2; R – NH; R – N – R
Fórmula geral
Amida
Imida
– NH2; – NH; – N –
Grupo funcional
Imina
Amina
FUNÇÃO CH3– CH2 – NH2 Amina primária
Exemplos
⎮ ⎮ ⎮ ⎮
= NH R = NH CH3 – CH = NH
– C = O NH2 \
R – C = O NH2 \
CH3 – C = O NH2
Amida primária
\
C = O R NH C = O
\ /
/ \
= NH Ligado a radical diacila
C = O H2C NH C = O
\ /
/ \
Nitro compostos
– NO ( – N = O)
– NO2 ( – N = O) O
R – NO
R – NO2
CH3 – CH2 – NO
CH3 – CH2 – NO2
Nitrilo (cianeto)
Isonitrilo (iso-cianeto)
– CN (– C ≡ N)
– NC (– N = C) →
CH3 – CH2 – CN
R – NC
R – CN
CH3 – CH2 – NC
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