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INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Apostila
Profa. Graça Porto
Índice
1. Introdução........................................................................................03
2. Idéia de átomo..................................................................................03
3. Teorias e modelos atômicos.............................................................03
4. As partículas do átomo.....................................................................06
5. Conceitos fundamentais....................................................................07
6. Números Quânticos...........................................................................09
7. Diagrama de Linus Pauling...............................................................10
8. Distribuição eletrônica......................................................................13
9. Tabela periódica dos elementos........................................................14
10. Propriedades aperiódicas dos elementos...........................................16
11. Propriedades periódicas dos elementos.............................................16
12. Ligações químicas..............................................................................20
13. Tipos de ligações químicas................................................................21
1. Introdução:
Para iniciarmos os estudos sobre teorias e aplicações da química, primeiramente temos que
compreender alguns conceitos, quais sejam:
- Química é a ciência que estuda a constituição, a composição e as transformações da
matéria e dos materiais.
- Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.
- Materiais são objetos constituídos de matéria.
- Substâncias são as diferentes variedades de matéria.
- Molécula é a menor porção de uma substância que tem as mesmas propriedades dessa
substância .
- A molécula é composta de átomos.
2. Idéia de Átomo:
A idéia de átomo surgiu na Antiguidade, com os filósofos gregos questionando sobre o que
ocorreria se dividíssemos indefinidamente certa porção de matéria?
Apesar de não obterem consenso, a idéia que prevaleceu foi a de que ao dividirmos
indefinidamente certa porção de matéria, chegaríamos a pedaços cada vez menores até
atingirmos uma situação que haveria uma partícula tão pequena que não mais poderia ser
dividida!
A esta partícula, deram o nome de átomo, que em grego significa não divisível (a = não;
tomo = parte). Então, temos a primeira noção de que a matéria seria constituída de partículas
indivisíveis, os átomos.
Muito tempo depois, no final do século XVII, as leis das combinações químicas somente
foram explicadas com base na premissa de que a matéria é constituída de partículas indivisíveis.
No século XIX surgiram os primeiros experimentos que vieram a confirmar o conceito de
átomo, cujos modelos propostos vêm evoluindo até os dias de hoje!
3. Teorias e Modelos Atômicos:
Através dos tempos, vários modelos teóricos foram propostos para explicar o “átomo”,
enunciaremos na seqüência a evolução e algumas das teorias e modelos mais significativas para
o prosseguimento do nosso estudo.
Teoria Atômica de Dalton:
Em 1803, o cientista John Dalton propôs sua teoria, baseando-se em resultados
experimentais, encontrando uma explicação para as leis ponderais conhecidas na época, na qual
enunciava que poderíamos imaginar um átomo como uma esfera maciça e indivisível.
Figura modelo de Dalton
Teoria Atômica de Thomson:
Em 1895, Joseph John Thommson comprovou a existência de partículas menores do que o
átomo. Thommson descobriu os elétrons e em 1897 propôs um modelo teórico de átomo ainda
como uma unidade esférica indivisível de carga elétrica positiva, que para se tornar
eletricamente neutra estaria incrustada de partículas de cargas elétricas negativas, os elétrons,
que ficou conhecido como “modelo do pudim de passas”.
Em 1913, por meio de vários experimentos com o gás hidrogênio, Thomson identifica
partículas de carga positiva que apresenta massa aproximadamente 1836 vezes maior que a
massa do elétron, que foi denominada próton.
Figura modelo de Thomson
Teoria Atômica de Rutherford-Bohr:
Entre 1907 e 1910, Ernest Rutherford e uma equipe de cientistas realizaram experimentos
com materiais radiativos e, com as observações feitas nesses experimentos Rutherford propôs
um modelo atômico onde o átomo é constituído de uma região central muito pequena e de
grande concentração de massa, que denominou núcleo, onde se concentra toda a carga positiva,
e, ao redor desta região central, estaria, circundando a uma distância bem considerável os
elétrons, semelhante ao sistema planetário.
Figura Experiência Rutherford Figura modelo de Rutherford
Em 1913, Niels Bohr, relacionando a energia dos elétrons com a teoria quântica de Max Plank
complementa o modelo de Rutherford ao propor que os elétrons giram ao redor do núcleo, numa
região chamada eletrosfera, dividida em camadas eletrônicas (identificaram 7 níveis de energia)
onde os elétrons giram em órbitas bem definidas em função das quantidades de energia
(denominadas “quantum”) que possuem.
Níveis de energia subdivididos por quantidades de energia em kcal
Sommerfeld, por intermédio de estudos de espectros de emissão de outros elementos químicos
descobriu que em uma camada eletrônica havia uma órbita circular e uma elíptica e propôs que
o elétron teria uma quantidade de energia conforme a distância do núcleo (camada) e outra
conforme o tipo de órbita descrita.
Figura modelo de Sommerfeld
Em 1932, Jammes W. Chadwick descobriu e provou a existência de uma nova partícula
constituinte do núcleo do átomo, à qual denominou nêutron, por não ter carga elétrica, porém,
de massa quase igual à do próton.
Desta forma, o modelo atômico mais próximo do utilizado atualmente seria uma mescla da
contribuição de Rutherford, Bhor, Sommerfeld e Chadwick:
Figura modelo planetário com órbitas circulares e elípticas
com núcleo apresentando prótons e elétrons
Atualmente, o modelo proposto pela Teoria das Órbitas formulada por Erwin Schrodinger,
que usa o conceito de orbital, que são regiões do espaço ao redor do núcleo,onde os elétrons se
movem com grande velocidade, sendo que cada camada de energia contém de um a quatro tipos
de orbitais de formas diferentes, conforme a quantidade de energia dos elétrons nela contidos.
Figura modelo 1s 2s 2p na forma de orbitais s esféricos e p alteres
Em 1963, Murray Gell-Mann propôs um novo modelo, no qual as partículas constituintes do
núcleo são constituídas por partículas menores, denominadas quarks.
Para nosso estudo, utilizaremos o modelo Planetário com os conceitos de Orbitais.
Exercícios de fixação
1 De as características do modelo atômico de Dalton e de Thomson?
2 Como se define modelo atômico de Rutherford – Bohr?
3 O físico Inglês James Chadwick em 1932 constatou a presença de partículas com
carga positiva e outras com carga neutra (os nêutrons ). O que esta descoberta
influenciou na proposição do modelo atômico atual?
4 Onde estão dispostos os Prótons, Nêutrons e Elétrons?
5 Onde está localizada a maior concentração de massa no átomo de determinado
elemento?
4. As partículas do Átomo:
Conforme apresentado anteriormente, poderíamos resumir a idéia de átomo como um núcleo
pequeno, de grande massa onde se encontram os prótons e os nêutrons circundados por
elétrons, numa região denominada eletrosfera conforme figura abaixo:
Figura modelo núcleo e eletrosfera
Podemos resumir as características das partículas constituintes do átomo da seguinte forma:
Partícula Carga elétrica
relativa
Massa
reletiva
Próton + 1 1
Elétron - 1 0
Nêutron 0 1
Exercícios de fixação
6) Faça um esquema de um átomo, contendo as partículas fundamentais com sua massa e
carga elétrica respectivamente.
5. Conceitos fundamentais:
úmero Atômico (Z) é o número que indica o número de prótons (cargas positivas) no
núcleo de um átomo, podemos dizer também, que é a carteira de identidade de um elemento
químico, pois átomos com diferentes números atômicos são átomos de diferentes elementos
químicos e vice-versa.
EXEMPLO: O átomo de Oxigênio tem 8 prótons no núcleo.
Portanto seu número atômico é 8.
úmero de Massa (A) é o número que corresponde à soma dos prótons e nêutrons no
núcleo de um átomo.
EXEMPLO: O átomo de Oxigênio tem 8 prótons e 8 nêutrons no núcleo.
Portanto seu número de massa é 16
Resumindo temos: A = Z +
Onde A = nº. de massa Z = nº. de prótons e = nº. de nêutrons.
Usaremos então, a seguinte simbologia, de acordo com a IUPAC (International Union of
Pure and Applied Chemistry):
A (número de massa)
E (Símbolo do elemento quúimico)
Z (número atômico)
40
EXEMPLO: Ca indica um átomo de Cálcio que apresenta 20 prótons e 20 nêutrons
20 pois A=Z=N e então: 40 = 20 + N, portanto N = 20.
Observe que: O símbolo do elemento sempre é escrito com letra maiúscula quando houver
uma só letra para representá-lo e com uma letra maiúscula seguida de outra minúscula
quando for representado por duas letras.
Sempre que nos referirmos à um elemento químico, usaremos seu nome ou
seu símbolo ou seu nome seguido de seu número de massa ( Exemplo: Carbono ou C
carbono 12).
Exercícios de fixação
7 O que é número atômico?
8 O que significa “número de massa”?
9 Complete o quadro (considere os átomos eletricamente neutros):
10 O átomo constituído por 10 nêutrons, 9 prótons e 9 elétrons; apresenta número atômico e
número de massa iguais a :
a) 09 e 08 b) 10 e 09 c) 09 e 01 d) 09 e 19 e) 09 e 10
ISÓTOPOS, ISÓTO OS E ISÓBAROS.
Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico, pois apresentam o mesmo número
atômico (Z), porém diferentes números de massa (A).
EXEMPLO:
Isótopos do carbono C
12 13 14
C C C
6 6 6
Isótonos são átomos de diferentes elementos químicos, pois apresentam mesmo número de
nêutrons (N), porém, diferentes números atômicos (Z), e consequentemente, de massa (A).
EXEMPLO:
Cobalto Co e Níquel i
58 59
Co i
27 28
Note que:
O cobalto 58 é isótono do níquel 59, pois ambos apresentam número de nêutrons (N) igual a 31.
Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos, pois apresentam mesmo número de
massa (A), porém, diferentes números atômicos (Z).
EXEMPLO:
Carbono C e Nitrogênio
14 14
C
6 7
Átomo Z A Número de
Prótons
Número de
Elétrons
Número de
Nêutrons
B 05 10
O 08 08
Fe 56 26
Ca 20 20
Note que:
O carbono 14 é isóbaro do nitrogênio 14, pois ambos apresentam número de massa (A) igual a 14.
Apesar de grafarmos de forma errônea as palavras, podemos fixar esses conceitos se memorizarmos
iZótonos tem mesmo Z,
isóto os tem mesmo N e,
isóbAros tem mesmo A.
Exercícios de fixação
11 Considere os átomos neutros seguintes 2A9
, 3B9
, 3C9
e 4D9
e identifique quais
deveriam ser representados com o mesmo elemento químico.
12 Classifique os átomos em isótopos, isóbaros ou isótonos:
18ª40
20B40
30C65
38D73
29E47
28F46
13 Identifique e classifique os pares em Isótopos, Isóbaros e Isótonos:
19Kr40
12Mg24
13Al27
1H2
14Si28
20Ca40
1H1
11Na23
6. úmeros Quânticos:
A partir desta etapa, usaremos os conhecimentos e fundamentos teóricos de Sommerfeld,
Planck, Schrodinger (“Teoria da Mecânica Ondulatória”), Broglie (“... elétron apresenta
natureza de partícula-onda.”), Heisenberg (Princípio da Incerteza) e de Pauli (Princípio da
Exclusão) para resumir de forma sucinta e prática a utilização dos quatro números quânticos
que servem para identificar os elétrons de um determinado átomo.
Lembramos que é importante saber que:
“Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo de um átomo onde temos a maior
probabilidade de encontrar um elétron”.
Como já foi dito, são quatro os números que identificam um elétron conforme a posição,
energia, idéia de orbital e do princípio da incerteza:
Principal n (indica a camada ou nível de energia)
Secundário ou Azimutal llll (indica o subnível de energia)
Números Quânticos
Terciário ou Magnético m (indica o orbital onde está o elétron)
Quaternário ou de Spin S (indica o sentido de rotação do elétron)
úmero Quântico Principal, simbolizado por n, caracteriza a energia, indicando o nível
energético, ou seja, a camada de energia onde se encontra o elétron. É indicado por um
número inteiro cujo valor pode variar de 1 a 7, pois o número máximo de camadas de
energia que utilizamos para identificar todos os átomos até então conhecidos é 7 e, podemos
associá-los às camadas da seguinte forma:
n = 1 2 3 4 5 6 7
º máx. de elétrons = 2 8 18 32 50 72 98
Observação: O número máximo de elétrons por camada é igual a 2 . n²
úmero Quântico Secundário ou Azimutal, simbolizado por llll, caracteriza o subnível de
energia, ou seja, uma subdivisão da camada de energia onde se encontra o elétron. É
indicado por um número cujo valor pode variar de 0 a (n – 1) onde n é o número quântico
principal, podemos associá-los às camadas da seguinte forma:
LLLL = 0, 1, 2...... (n – 1)
Então, temos:
Número Quântico
Principal ( n )
Número Quântico
Secundário LLLL = 0, 1, 2...... (n – 1)
1 0
2 0,1
3 0,1,2
4 0,1,2,3,
5 0,1,2,3,4
6 0,1,2,3,4,5
7 0,1,2,3,4,5,6
Observaremos que para os elétrons dos átomos conhecidos, alguns dos números quânticos
secundários indicam subníveis de energia que, conforme observações experimentais
comprovam, na realidade não existem.
Na prática, utilizaremos os subníveis de energia na ordem de energia e os denominaremos
conforme abaixo:
LLLL = 0 => indica o subnível s
LLLL = 1 => indica o subnível p
LLLL = 2 => indica o subnível d
LLLL = 3 => indica o subnível f
Exercícios de fixação
14 Um elétron está na camada M e no subnível d. Quais os valores de n e LLLL para este
elétron?
15 Qual é o número máximo de elétrons possíveis na 4ª camada de energia?
16 Indique a camada e o subnível em que se localiza um elétron que apresenta n=6 e LLLL=2
úmero Quântico Terciário ou Magnético, simbolizado por m, caracteriza o orbital onde
se encontra o elétron. É indicado por um número cujo valor pode variar de – LLLL....0....+ LLLL
onde é o número quântico secundário e a expressão que nos permite calcular o número de
orbitais por subnível é:
nº de orbitais por subnível = 2. LLLL ++++ 1
Deste ponto em diante representaremos cada orbital por (como uma caixinha), e o
número quântico terciário será indicado abaixo da caixinha, à partir do 0 , aumentando
positivamente para a direita e negativamente para a esquerda conforme descrito abaixo:
O subnível s tem 1 orbital =>
0
O subnível p tem 3 orbitais =>
-1 0 +1
O subnível d tem 5 orbitais =>
-2 -1 0 +1 +2
O subnível f tem 7 orbitais =>
-3 -2 1 0 +1 +2 +3
úmero Quântico Quaternário ou de Spin, simbolizado por S, caracteriza o sentido de
rotação de um elétron em um determinado orbital. É indicado pelos números:
+ 1/2 e - 1/2 e serão indicados por ↑ e ↓ respectivamente.
Conforme o “Princípio da Exclusão” de W. Pauli, “... num mesmo átomo, dois elétrons
sempre apresentarão conjuntos diferentes dos quatro números quânticos”.
Portanto, podemos afirmar que num mesmo orbital, encontraremos, no máximo, 2 elétrons
com spins contrários.
Na prática, ao dizer que um elétron
apresenta n = 3, LLLL = 2, e m = -1,
significa dizer que o mesmo está na
terceira camada (M), num subnível do
tipo d no orbital designado por -1.
-2 -1 0 +1 +2
Então, teremos:
Exercícios de fixação
17 Dê os 4 números quânticos dos 2 elétrons que estão situados na camada M, subnível d, e
orbital central.
18 Identifique a camada, subnível e orbital que se encontra um elétron que apresenta:
n = 5, LLLL = 3, m = -1 e S = - ½,
7. Diagrama de Linus Pauling:
O químico Linus Pauling criou um diagrama prático que nos fornece a ordem crescente de
energia dos subníveis eletrônicos:
K 1s²
L 2s² 2p6
M 3s² 3p6
3d10
N 4s² 4 p6
4d10
4f14
O 5s² 5 p6
5d10
5 f14
P 6s² 6 p6
6d10
Q 7s²
Ao seguirmos a seqüência das setas obteremos:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
===================================================== >
Utilizando o exemplo anterior, ao dizer que um elétron apresenta
n = 3, LLLL = 2, m = -1 e S = + ½,
significa dizer que o mesmo está na terceira camada (M), num subnível
do tipo d no orbital designado por -1 e com flechinha para cima.
-2 -1 0 +1 +2
↑ ↓
>>> Ordem crescente de energia >>>
8. Distribuição Eletrônica:
A distribuição eletrônica é uma ferramenta poderosa para nossos estudos, pois nos permitirá
entender melhor o comportamento dos átomos e suas combinações.
EXEMPLO:
A distribuição eletrônica do Manganês Mn (Z=25) segundo o diagrama de Pauling seria:
(consideramos, sempre que não houver outra informação, o átomo eletricamente neutro, ou
seja, com o mesmo número de prótons e elétrons)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
Da distribuição eletrônica acima, podemos dizer que:
O Manganês tem 4 camadas eletrônicas.
O Manganês apresenta subníveis do tipo s, p e d
O Manganês tem 2 elétrons na última camada (4s2
)
Os elétrons estariam localizados nos orbitais conforme o esquema abaixo:
K 1s² L 2s² 2p6
M 3s² 3p6
3d5
N 4s²
Duas definições importantes:
Camada de valência -> é a camada mais externa da distribuição eletrônica.
Elétron de diferenciação -> é o último elétron da distribuição eletrônica.
Então, utilizando o exemplo do Manganês, dizemos que a camada de valência é a camada N,
e os quatro números quânticos do elétron de diferenciação são 3, 2, +2, +1/2.
Exercícios de fixação
Existe uma regra para o preenchimento dos elétrons nos orbitais, denominada Regra de Hund, onde os elétrons
devem preencher os orbitais da esquerda para a direita, sempre num mesmo sentido, e após completarmos cada orbital
num mesmo sentido, retornamos no mesmo orbital preenchendo, os orbitais no sentido contrário, até completarmos
todos os elétrons da distribuição eletrônica.
21 Dê o número atômico de um elemento químico cujo átomo tem como elétron de
valência n = 3, LLLL = 1, m = -1 e S = + ½.
22 Faça a distribuição eletrônica e identifique o elétron de diferenciação do 42Mo.
9. Tabela Periódica dos Elementos:
A Tabela periódica atual é resultado de várias colaborações de diferentes cientistas, dentre
os quais destacamos o alemão Julius Lothar Meyer, o russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev e o
inglês Henry G. J. Moseley.
Veremos que as propriedades dos elementos variam conforme a periodicidade de seus
números atômicos.
Existem algumas características dos elementos distribuídos pela tabela periódica que
podemos distinguir logo de imediato, somente ao olharmos para a tabela:
Tabela Periódica dos Elementos
1A 0
2A 3A 4A 5A 6A 7A
3B 4B 5B 6B 7B == 8B == 1B 2B
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Não Metais Metais
Semi metais Gases Nobres
Série dos Lantanídeos Série dos Actinídeos
Metais : São sólidos nas condições ambientes ( exceto o Gálio e o Mercúrio que são líquidos),
dúcteis, maleáveis e são bons condutores de calor e eletricidade.
ão-Metais: São os elementos mais abundantes na natureza, alguns são sólidos ( Carbono,
Fósforo, Enxofre, Selênio, Iodo e Astato), outros líquidos (Bromo), outros gasosos( Hidrogênio,
Nitrogênio, Oxigênio, Flúor e Cloro ), não são maleáveis nem dúcteis e são maus condutores de
calor e eletricidade.
Semi-metais: São sólidos nas condições ambientes e apresentam propriedades intermediárias
entre a dos não-metais e a dos metais.
Gases obres: São gasosos, encontrados na natureza sob a forma de moléculas monoatômicas e
são elementos químicos inertes
A tabela periódica é composta por linhas denominadas “período” (cada período corresponde a
uma camada de energia) e colunas denominadas “famílias” (cada família tem uma configuração
eletrônica distinta).
Eis algumas regras práticas, para a localização de um elemento na tabela periódica:
1. Fazer a distribuição eletrônica utilizando-se o número atômico do elemento químico (Z).
2. Verificar onde se localiza o elétron mais energético
(como termina a distribuição eletrônica).
Nos subníveis s ou p, elemento das famílias A.
Nos subnível d, elemento das famílias B.
Nos subnível 4f, elemento da Série dos Lantanídeos.
Nos subnível 5f, elemento da Série dos Actinídeos
3. Se for das famílias A, para identificar o número da família, basta somar os elétrons da
camada de valência, nsx
npy
=> nº da família = X + Y.
4. Se for das famílias B, para identificar o número da família, usaremos:
Terminando em d9
= Família 1 B
Terminando em d10
= Família 2 B
Terminando em dx
= Família (X+2)B até X=5
Terminando em d6
= 8B, 1ª coluna / d7
=. 8B, 2ª coluna / d8
=. 8B, 3ª coluna.
5. Para identificarmos o Período (linha horizontal) basta verificar qual o maior número
quântico principal (n) da distribuição eletrônica, pois este, determina o período.
EXEMPLO:
Determinemos a localização do Manganês na tabela periódica (família e período) e suas
propriedades.
A distribuição eletrônica do Manganês Mn (Z=25) segundo o diagrama de Pauling
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
O elétron mais energético é o 5º elétron do subnível d da terceira camada, então, trata-se de um
elemento que se localiza no quarto período, na família 7B (pela regra: dx
, onde X=5 X+2 = 7)
e esta família localiza-se na região dos metais, portanto o Manganês, de forma geral, é um
metal, bom condutor de calor e eletricidade, sólido, nas condições ambientes, dúctil e maleável.
Exercício de fixação
23 Dê o número atômico de um elemento químico cujo átomo tem como elétron de
valência n = 3, LLLL = 1, m = -1 e S = + ½., e informe algumas de suas características
gerais, bem como sua posição na tabela periódica (família e período)
10. Propriedades Aperiódicas dos Elementos:
Estas propriedades apresentam valores que crescem ou decrescem conforme aumenta o
número atômico.
- Massa atômica: cresce com o aumento do número atômico.
- Calor específico: decresce com o aumento do número atômico.
11. Propriedades Periódicas dos Elementos:
Estas propriedades apresentam valores que se assemelham em intervalos mais ou menos
regulares, conforme aumenta o número atômico os valores se repetem periodicamente com certa
ordem de grandeza.
Citaremos algumas mais importantes.
- Tamanho do átomo
- Densidade
- Volume atômico
- Eletronegatividade
- Potencial de Ionização
- Reatividade Química
- Pontos de Fusão e Ebulição
- Tamanho do átomo: determinado pelo número de camadas eletrônicas e pela carga
nuclear.
Nas famílias, o número de camadas eletrônicas aumenta com o aumento do número atômico,
então, numa família quanto maior o número atômico, maior o tamanho dos átomos.
Nos períodos, quanto maior o número atômico, maior a carga nuclear e maior a atração do
núcleo sobre os elétrons periféricos, então, conforme aumenta o número atômico num período,
menor o tamanho dos átomos.
Quadro resumo da variação do tamanho do átomo
Na Tabela Periódica
- Densidade: É a relação entre a massa correspondente ao átomo-grama, isto é, a
quantidade em gramas correspondente à massa atômica do elemento e o volume ocupado por
um átomo-grama (depende do tamanho do átomo e do arranjo desses átomos na substância
simples). Depende da temperatura sendo esta definida como 20° C para líquidos e sólidos; Para
os gases, definida como a temperatura do líquido em estado de ebulição.
Nas famílias, a densidade aumenta com o aumento do número atômico. Nos períodos, aumenta
das laterais para o centro da tabela periódica.
Quadro resumo da variação da densidade
Na Tabela Periódica
- Volume atômico: É a relação entre a massa correspondente ao átomo-grama, isto é, a
quantidade em gramas correspondente à massa atômica do elemento e a densidade desse
elemento no estado sólido.
Nas famílias o volume atômico aumenta com o aumento do número atômico. Nos períodos,
aumenta do centro da tabela periódica, para as laterais.
Quadro resumo da variação do volume atômico
Na Tabela Periódica
- Eletronegatividade: É a maior ou menor tendência de um átomo atrair elétrons para si.
Depende do tamanho do átomo (atração da carga nuclear) e do número de elétrons da última
camada (observou-se que os átomos apresentam estabilidade eletrônica quando possuem oito
elétrons na última camada – Teoria do Octeto).
A eletronegatividade será maior quanto maior for o número de elétrons na última camada e
menor for o átomo (observe que não citamos eletronegatividade para gases nobres - são inertes).
Nas famílias, aumenta com a diminuição do número atômico. Nos períodos aumenta com o
aumento do número atômico.
Quadro resumo da variação da eletronegatividade
Na Tabela Periódica
- Potencial de Ionização: É a medida da energia fornecida para retirar um elétron de um
átomo no estado gasoso, formando um íon (átomo ou grupo de átomos que perdeu ou ganhou
elétrons e ficou eletricamente carregado) gasoso positivo.
Nas famílias, o valor do potencial de ionização diminui com o aumento do número atômico
(atração da carga nuclear). Nos períodos o valor do potencial de ionização aumenta com o
aumento do número atômico (existem oscilações, mas o aumento é geral).
Quadro resumo da variação do potencial de ionização
Na Tabela Periódica
- Reatividade Química: É a propriedade que um elemento tem de reagir quimicamente.
Está relacionada ao caráter metálico ou não metálico do elemento e depende de outras
propriedades.
Quanto maior o potencial de ionização, o tamanho do átomo, maior o caráter metálico, e
portanto, maior a reatividade do metal.
Quanto menor o tamanho do átomo e maior a eletronegatividade, maior o caráter não metálico, e
portanto, maior a reatividade do não metal.
Nas famílias, o caráter metálico aumenta com o aumento do número atômico. Nos períodos,
aumenta com a diminuição do número atômico. Observe que a situação é inversa quando se
refere ao caráter não metálico.
Quadro resumo da variação da reatividade química
Na Tabela Periódica
- Pontos de Fusão e Ebulição: Apresentam a mesma variação, de um modo geral.
Nas famílias, aumentam com o aumento do número atômico, exceto nas famílias 1A e 2A, onde
aumentam com a diminuição do número atômico. Nos períodos, aumenta das laterais para o
centro da tabela periódica.
Quadro resumo da variação dos pontos de Fusão e Ebulição
Na Tabela Periódica
Exercício de fixação
24 O que são propriedades aperiódicas?
25 O que é um íon?
26 O que é potencial de ionização?
27 O que é eletronegatividade?
28 Como a carga nuclear interfere na variação do tamanho de um átomo?
29 Qual o elemento mais eletronegativo da Tabela Periódica?
30 Qual o elemento de maior energia de ionização da Tabela Periódica?
31 Sabendo-se que os elementos X (Z=35), Y (z=16) e Z (Z=57), pergunta-se:
a. Qual átomo tem maior tamanho?
b. Qual átomo tem menor densidade?
c. Qual átomo tem maior volume atômico?
12. Ligações Químicas:
Verificamos anteriormente que os Gases Nobres são inertes, não participam de reações, e
apresentam a última camada eletrônica com os orbitais s e p completos. Com base nessas
observações, os cientistas ao longo do tempo desenvolveram várias teorias, dentre elas, a
Teoria do Octeto.
Conforme a Teoria do Octeto, um átomo adquire estabilidade eletrônica ao perder, ganhar
ou compartilhar elétrons com outro átomo de tal forma que a configuração da última
camada eletrônica seja semelhante à de um gás nobre, onde exceto o He (Hélio) com 2
elétrons na última camada, todos os demais apresentam 8 elétrons na última camada, daí o
nome “Octeto”.
Pode-se dizer que os átomos se ligam para adquirir estabilidade eletrônica, mas, observe
que estabilidade eletrônica não significa necessariamente neutralidade eletrônica. Você
saberia explicar a diferença?
Já foi mencionado que um íon é um átomo ou grupo de átomos que perdeu ou ganhou
elétrons e ficou eletricamente carregado. Observe o quadro àbaixo:
Estrutura Carga elétrica º de prótons e elétrons
Átomo 0 ou neutra nº prótons = nº elétrons
Cátion + ou positiva nº prótons > nº elétrons
( O átomo perdeu elétrons )
Ânion - ou negativa nº elétrons > nº prótons
( O átomo ganhou elétrons )
Perceberemos que as interações eletrônicas é que determinam as ligações químicas.
Exercício de fixação
32 O que são íons?
33 Como são denominados os íons positivos e negativos?
34 Qual a relação entre o número de elétrons e prótons num átomo neutro?
35 Qual a relação entre o número de elétrons e prótons num Cátion e num ânion?
36 Porque os átomos se ligam?
13. Tipos de Ligações Químicas:
Existem três tipos, ligação metálica, ligação iônica ou eletrovalente e ligação covalente ou
molecular.
- Ligação Metálica: Ocorre entre metais, onde os átomos dos elementos metálicos
apresentam baixa eletronegatividade, e os elétrons das camadas mais externas são
fracamente atraídos pelo núcleo, e podem se movimentar de um átomo para outro, pois os
núcleos permanecem fixos na estrutura do metal, envolvidos pelos elétrons que se
movimentam entre eles.
Esquema de núcleos e elétrons em uma ligação metálica
Os compostos formados a partir de ligações metálicas apresentam Pontos de Fusão e
Ebulição geralmente elevados, são sólidos (exceto o Hg Mercúrio que é líquido), são os
melhores condutores de calor e eletricidade, são insolúveis em qualquer solvente,
apresentam brilho metálico e facilmente se transformam em lâminas (maleáveis) e em fios
(dúcteis).
- Conceito de Valência: Capacidade de combinação dos átomos. Corresponde ao número de
elétrons que um átomo pode ganhar (indica-se o número com sinal negativo) ou perder
(indica-se o número com sinal positivo).
- Ligação Iônica: Ocorre entre metais e não metais, onde o metal perde elétrons para o não
metal (mais eletronegativo), formando dois íons de cargas opostas, e a atração dessas cargas
opostas, através de uma associação iônica, une os íons formando um composto iônico.
Exemplifiquemos com a ligação dos átomos de Cloro e Sódio no Cloreto de Sódio:
11Na => 1s2
2s2
2p6
3s 1
1 elétron na última camada, tende a perdê-lo para que a última camada passe a ser a 2ª
camada 2s2
2p6
com 8 elétrons, para ficar estável. Logo, tem valência +1.
17Cl => 1s2
2s2
2p6
3s 2
3p5
7 elétrons na última camada, tende a ganhar 1 elétron para que a última camada
3s2
3p6
passe a ter 8 elétrons, para ficar estável. Logo, tem valência -1.
Representamos os elétrons da camada de valência ou pela valência da seguinte forma:
•• •• _
a * + •• Cl•• a+ [
*•Cl ••
]
ou a+
 Cl -
a+
Cl-
•• •• atração sólido Iônico
Esquemas de Lewis para representação dos elétrons
Dizemos que Na+
Cl –
ou NaCl é o íon-fórmula do composto iônico Cloreto de Sódio.
Conhecendo as valências dos átomos ligantes, conseguimos determinar o íon-fórmula do
composto.
Exemplo:
Ligação entre Alumínio (Al, família 3A, metal) e Oxigênio (O, família 6ª, não metal)
Al família 3A, portanto 3 elétrons na última camada.
Metal tem tendência de perder elétrons, portanto valência 3.
O família 6A, portanto 6 elétrons na última camada.
Não metal tem tendência de ganhar elétrons se ligado a metais, portanto valência 2.
O íon-fórmula será escrito com o símbolo do metal tendo como índice a valência do não
metal, seguido do símbolo do não metal tendo como índice a valência do metal:
Al valência 3
Então temos Al2O3
O valência 2
Os compostos formados à partir de ligações iônicas apresentam Pontos de Fusão e Ebulição
geralmente elevados devido a forte atração entre os íons, geralmente são sólidos, duros e
quebradiços, são bons condutores de eletricidade no estado líquido e em solução aquosa e
maus condutores de eletricidade no estado sólido.
- Ligação Covalente ou Molecular: Ocorre entre não metais, onde os átomos de não metal
compartilham pares elétrons para estabilizarem suas nuvens eletrônicas e formar um
composto molecular.
Exemplifiquemos uma ligação simples para os átomos de Hidrogênio e Cloro:
1H => 1s 1
1 elétron na última camada, como não é metal, tende a compartilha-lo para que a última camada passe a ter
2 elétrons (como o gás nobre He 1s2
) com última camada completa, para ficar estável.
17Cl => 1s2
2s2
2p6
3s 2
3p5
7 elétrons na última camada, tende compartilhar 1 elétron com o outro não metal
para que a última camada 3s2
3p6
passe a ter 8 elétrons, para ficar estável.
Representamos os elétrons da camada de valência da seguinte forma:
Esquemas de Lewis para representação dos elétrons Composto molecular
Dizemos que HCl é fórmula molecular do composto Ácido Clorídrico.
Exemplifiquemos uma ligação dupla com átomos de Oxigênio:
8O => 1s2
2s2
2p4
6 elétrons na última camada, como não é metal, tende a compartilhar 2 elétrons para que a última
camada 2s2
2p6
passe a ter ter 8 elétrons, para ficar estável.
Representamos os elétrons da camada de valência da seguinte forma:
Esquemas de Lewis para Composto molecular
representação dos elétrons
Dizemos que O2 é fórmula molecular do composto Oxigênio.
Exemplifiquemos uma ligação tripla com átomos de Nitrogênio:
7N => 1s2
2s2
2p3
5 elétrons na última camada, como não é metal, tende a compartilhar 3 elétrons para que a
última camada 2s2
2p6
passe a ter 8 elétrons, para ficar estável.
Representamos os elétrons da camada de valência da seguinte forma:
Esquemas de Lewis para Composto molecular
representação dos elétrons
Dizemos que N2 é fórmula molecular do composto Nitrogênio.
Note que o par de elétrons da ligação é originário dos dois átomos ligantes, um elétron de
cada átomo. Neste caso, especificamos a ligação como ligação covalente comum e a
representamos como um traço entre os átomos ligantes, na fórmula estrutural.
Exemplos: H—Cl, H—O—H, Cl—Cl.
Quando o par de elétrons da ligação é originário de apenas um dos átomos ligantes,
especificamos a ligação como ligação covalente dativa.
Exemplo: H2SO4
Esquemas de Lewis para representação dos elétrons Ligação covalente dativa
Às ligações onde temos somente um par de elétrons são classificadas como tipo sigma σ
Às ligações onde temos dois ou três pares de elétrons são classificadas um como tipo
sigma σ, e as demais como tipo pi π.
Exercício de fixação
37 Como é a ligação entre um metal e um não metal?
38 Um elemento da família 5A ao ligar-se com um elemento da família 7ª forma qual
tipo de composto químico?
39 Para o H3PO4, quais os tipos de ligação se pode esperar? Justifique.
40 Obtenha o íon-fórmula dos compostos constituídos por:
a. Ca e F b. Sr e Br c. Li e O
41 Cite algumas propriedades dos compostos moleculares, iônicos e metálicos.

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  • 2. Índice 1. Introdução........................................................................................03 2. Idéia de átomo..................................................................................03 3. Teorias e modelos atômicos.............................................................03 4. As partículas do átomo.....................................................................06 5. Conceitos fundamentais....................................................................07 6. Números Quânticos...........................................................................09 7. Diagrama de Linus Pauling...............................................................10 8. Distribuição eletrônica......................................................................13 9. Tabela periódica dos elementos........................................................14 10. Propriedades aperiódicas dos elementos...........................................16 11. Propriedades periódicas dos elementos.............................................16 12. Ligações químicas..............................................................................20 13. Tipos de ligações químicas................................................................21
  • 3. 1. Introdução: Para iniciarmos os estudos sobre teorias e aplicações da química, primeiramente temos que compreender alguns conceitos, quais sejam: - Química é a ciência que estuda a constituição, a composição e as transformações da matéria e dos materiais. - Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. - Materiais são objetos constituídos de matéria. - Substâncias são as diferentes variedades de matéria. - Molécula é a menor porção de uma substância que tem as mesmas propriedades dessa substância . - A molécula é composta de átomos. 2. Idéia de Átomo: A idéia de átomo surgiu na Antiguidade, com os filósofos gregos questionando sobre o que ocorreria se dividíssemos indefinidamente certa porção de matéria? Apesar de não obterem consenso, a idéia que prevaleceu foi a de que ao dividirmos indefinidamente certa porção de matéria, chegaríamos a pedaços cada vez menores até atingirmos uma situação que haveria uma partícula tão pequena que não mais poderia ser dividida! A esta partícula, deram o nome de átomo, que em grego significa não divisível (a = não; tomo = parte). Então, temos a primeira noção de que a matéria seria constituída de partículas indivisíveis, os átomos. Muito tempo depois, no final do século XVII, as leis das combinações químicas somente foram explicadas com base na premissa de que a matéria é constituída de partículas indivisíveis. No século XIX surgiram os primeiros experimentos que vieram a confirmar o conceito de átomo, cujos modelos propostos vêm evoluindo até os dias de hoje! 3. Teorias e Modelos Atômicos: Através dos tempos, vários modelos teóricos foram propostos para explicar o “átomo”, enunciaremos na seqüência a evolução e algumas das teorias e modelos mais significativas para o prosseguimento do nosso estudo. Teoria Atômica de Dalton: Em 1803, o cientista John Dalton propôs sua teoria, baseando-se em resultados experimentais, encontrando uma explicação para as leis ponderais conhecidas na época, na qual enunciava que poderíamos imaginar um átomo como uma esfera maciça e indivisível. Figura modelo de Dalton
  • 4. Teoria Atômica de Thomson: Em 1895, Joseph John Thommson comprovou a existência de partículas menores do que o átomo. Thommson descobriu os elétrons e em 1897 propôs um modelo teórico de átomo ainda como uma unidade esférica indivisível de carga elétrica positiva, que para se tornar eletricamente neutra estaria incrustada de partículas de cargas elétricas negativas, os elétrons, que ficou conhecido como “modelo do pudim de passas”. Em 1913, por meio de vários experimentos com o gás hidrogênio, Thomson identifica partículas de carga positiva que apresenta massa aproximadamente 1836 vezes maior que a massa do elétron, que foi denominada próton. Figura modelo de Thomson Teoria Atômica de Rutherford-Bohr: Entre 1907 e 1910, Ernest Rutherford e uma equipe de cientistas realizaram experimentos com materiais radiativos e, com as observações feitas nesses experimentos Rutherford propôs um modelo atômico onde o átomo é constituído de uma região central muito pequena e de grande concentração de massa, que denominou núcleo, onde se concentra toda a carga positiva, e, ao redor desta região central, estaria, circundando a uma distância bem considerável os elétrons, semelhante ao sistema planetário. Figura Experiência Rutherford Figura modelo de Rutherford Em 1913, Niels Bohr, relacionando a energia dos elétrons com a teoria quântica de Max Plank complementa o modelo de Rutherford ao propor que os elétrons giram ao redor do núcleo, numa região chamada eletrosfera, dividida em camadas eletrônicas (identificaram 7 níveis de energia) onde os elétrons giram em órbitas bem definidas em função das quantidades de energia (denominadas “quantum”) que possuem.
  • 5. Níveis de energia subdivididos por quantidades de energia em kcal Sommerfeld, por intermédio de estudos de espectros de emissão de outros elementos químicos descobriu que em uma camada eletrônica havia uma órbita circular e uma elíptica e propôs que o elétron teria uma quantidade de energia conforme a distância do núcleo (camada) e outra conforme o tipo de órbita descrita. Figura modelo de Sommerfeld Em 1932, Jammes W. Chadwick descobriu e provou a existência de uma nova partícula constituinte do núcleo do átomo, à qual denominou nêutron, por não ter carga elétrica, porém, de massa quase igual à do próton. Desta forma, o modelo atômico mais próximo do utilizado atualmente seria uma mescla da contribuição de Rutherford, Bhor, Sommerfeld e Chadwick: Figura modelo planetário com órbitas circulares e elípticas com núcleo apresentando prótons e elétrons Atualmente, o modelo proposto pela Teoria das Órbitas formulada por Erwin Schrodinger, que usa o conceito de orbital, que são regiões do espaço ao redor do núcleo,onde os elétrons se movem com grande velocidade, sendo que cada camada de energia contém de um a quatro tipos de orbitais de formas diferentes, conforme a quantidade de energia dos elétrons nela contidos. Figura modelo 1s 2s 2p na forma de orbitais s esféricos e p alteres Em 1963, Murray Gell-Mann propôs um novo modelo, no qual as partículas constituintes do núcleo são constituídas por partículas menores, denominadas quarks. Para nosso estudo, utilizaremos o modelo Planetário com os conceitos de Orbitais.
  • 6. Exercícios de fixação 1 De as características do modelo atômico de Dalton e de Thomson? 2 Como se define modelo atômico de Rutherford – Bohr? 3 O físico Inglês James Chadwick em 1932 constatou a presença de partículas com carga positiva e outras com carga neutra (os nêutrons ). O que esta descoberta influenciou na proposição do modelo atômico atual? 4 Onde estão dispostos os Prótons, Nêutrons e Elétrons? 5 Onde está localizada a maior concentração de massa no átomo de determinado elemento? 4. As partículas do Átomo: Conforme apresentado anteriormente, poderíamos resumir a idéia de átomo como um núcleo pequeno, de grande massa onde se encontram os prótons e os nêutrons circundados por elétrons, numa região denominada eletrosfera conforme figura abaixo: Figura modelo núcleo e eletrosfera Podemos resumir as características das partículas constituintes do átomo da seguinte forma: Partícula Carga elétrica relativa Massa reletiva Próton + 1 1 Elétron - 1 0 Nêutron 0 1 Exercícios de fixação 6) Faça um esquema de um átomo, contendo as partículas fundamentais com sua massa e carga elétrica respectivamente.
  • 7. 5. Conceitos fundamentais: úmero Atômico (Z) é o número que indica o número de prótons (cargas positivas) no núcleo de um átomo, podemos dizer também, que é a carteira de identidade de um elemento químico, pois átomos com diferentes números atômicos são átomos de diferentes elementos químicos e vice-versa. EXEMPLO: O átomo de Oxigênio tem 8 prótons no núcleo. Portanto seu número atômico é 8. úmero de Massa (A) é o número que corresponde à soma dos prótons e nêutrons no núcleo de um átomo. EXEMPLO: O átomo de Oxigênio tem 8 prótons e 8 nêutrons no núcleo. Portanto seu número de massa é 16 Resumindo temos: A = Z + Onde A = nº. de massa Z = nº. de prótons e = nº. de nêutrons. Usaremos então, a seguinte simbologia, de acordo com a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry): A (número de massa) E (Símbolo do elemento quúimico) Z (número atômico) 40 EXEMPLO: Ca indica um átomo de Cálcio que apresenta 20 prótons e 20 nêutrons 20 pois A=Z=N e então: 40 = 20 + N, portanto N = 20. Observe que: O símbolo do elemento sempre é escrito com letra maiúscula quando houver uma só letra para representá-lo e com uma letra maiúscula seguida de outra minúscula quando for representado por duas letras. Sempre que nos referirmos à um elemento químico, usaremos seu nome ou seu símbolo ou seu nome seguido de seu número de massa ( Exemplo: Carbono ou C carbono 12). Exercícios de fixação 7 O que é número atômico? 8 O que significa “número de massa”?
  • 8. 9 Complete o quadro (considere os átomos eletricamente neutros): 10 O átomo constituído por 10 nêutrons, 9 prótons e 9 elétrons; apresenta número atômico e número de massa iguais a : a) 09 e 08 b) 10 e 09 c) 09 e 01 d) 09 e 19 e) 09 e 10 ISÓTOPOS, ISÓTO OS E ISÓBAROS. Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico, pois apresentam o mesmo número atômico (Z), porém diferentes números de massa (A). EXEMPLO: Isótopos do carbono C 12 13 14 C C C 6 6 6 Isótonos são átomos de diferentes elementos químicos, pois apresentam mesmo número de nêutrons (N), porém, diferentes números atômicos (Z), e consequentemente, de massa (A). EXEMPLO: Cobalto Co e Níquel i 58 59 Co i 27 28 Note que: O cobalto 58 é isótono do níquel 59, pois ambos apresentam número de nêutrons (N) igual a 31. Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos, pois apresentam mesmo número de massa (A), porém, diferentes números atômicos (Z). EXEMPLO: Carbono C e Nitrogênio 14 14 C 6 7 Átomo Z A Número de Prótons Número de Elétrons Número de Nêutrons B 05 10 O 08 08 Fe 56 26 Ca 20 20
  • 9. Note que: O carbono 14 é isóbaro do nitrogênio 14, pois ambos apresentam número de massa (A) igual a 14. Apesar de grafarmos de forma errônea as palavras, podemos fixar esses conceitos se memorizarmos iZótonos tem mesmo Z, isóto os tem mesmo N e, isóbAros tem mesmo A. Exercícios de fixação 11 Considere os átomos neutros seguintes 2A9 , 3B9 , 3C9 e 4D9 e identifique quais deveriam ser representados com o mesmo elemento químico. 12 Classifique os átomos em isótopos, isóbaros ou isótonos: 18ª40 20B40 30C65 38D73 29E47 28F46 13 Identifique e classifique os pares em Isótopos, Isóbaros e Isótonos: 19Kr40 12Mg24 13Al27 1H2 14Si28 20Ca40 1H1 11Na23 6. úmeros Quânticos: A partir desta etapa, usaremos os conhecimentos e fundamentos teóricos de Sommerfeld, Planck, Schrodinger (“Teoria da Mecânica Ondulatória”), Broglie (“... elétron apresenta natureza de partícula-onda.”), Heisenberg (Princípio da Incerteza) e de Pauli (Princípio da Exclusão) para resumir de forma sucinta e prática a utilização dos quatro números quânticos que servem para identificar os elétrons de um determinado átomo. Lembramos que é importante saber que: “Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo de um átomo onde temos a maior probabilidade de encontrar um elétron”. Como já foi dito, são quatro os números que identificam um elétron conforme a posição, energia, idéia de orbital e do princípio da incerteza: Principal n (indica a camada ou nível de energia) Secundário ou Azimutal llll (indica o subnível de energia) Números Quânticos Terciário ou Magnético m (indica o orbital onde está o elétron)
  • 10. Quaternário ou de Spin S (indica o sentido de rotação do elétron) úmero Quântico Principal, simbolizado por n, caracteriza a energia, indicando o nível energético, ou seja, a camada de energia onde se encontra o elétron. É indicado por um número inteiro cujo valor pode variar de 1 a 7, pois o número máximo de camadas de energia que utilizamos para identificar todos os átomos até então conhecidos é 7 e, podemos associá-los às camadas da seguinte forma: n = 1 2 3 4 5 6 7 º máx. de elétrons = 2 8 18 32 50 72 98 Observação: O número máximo de elétrons por camada é igual a 2 . n² úmero Quântico Secundário ou Azimutal, simbolizado por llll, caracteriza o subnível de energia, ou seja, uma subdivisão da camada de energia onde se encontra o elétron. É indicado por um número cujo valor pode variar de 0 a (n – 1) onde n é o número quântico principal, podemos associá-los às camadas da seguinte forma: LLLL = 0, 1, 2...... (n – 1) Então, temos: Número Quântico Principal ( n ) Número Quântico Secundário LLLL = 0, 1, 2...... (n – 1) 1 0 2 0,1 3 0,1,2 4 0,1,2,3, 5 0,1,2,3,4 6 0,1,2,3,4,5 7 0,1,2,3,4,5,6 Observaremos que para os elétrons dos átomos conhecidos, alguns dos números quânticos secundários indicam subníveis de energia que, conforme observações experimentais comprovam, na realidade não existem. Na prática, utilizaremos os subníveis de energia na ordem de energia e os denominaremos conforme abaixo: LLLL = 0 => indica o subnível s LLLL = 1 => indica o subnível p
  • 11. LLLL = 2 => indica o subnível d LLLL = 3 => indica o subnível f Exercícios de fixação 14 Um elétron está na camada M e no subnível d. Quais os valores de n e LLLL para este elétron? 15 Qual é o número máximo de elétrons possíveis na 4ª camada de energia? 16 Indique a camada e o subnível em que se localiza um elétron que apresenta n=6 e LLLL=2 úmero Quântico Terciário ou Magnético, simbolizado por m, caracteriza o orbital onde se encontra o elétron. É indicado por um número cujo valor pode variar de – LLLL....0....+ LLLL onde é o número quântico secundário e a expressão que nos permite calcular o número de orbitais por subnível é: nº de orbitais por subnível = 2. LLLL ++++ 1 Deste ponto em diante representaremos cada orbital por (como uma caixinha), e o número quântico terciário será indicado abaixo da caixinha, à partir do 0 , aumentando positivamente para a direita e negativamente para a esquerda conforme descrito abaixo: O subnível s tem 1 orbital => 0 O subnível p tem 3 orbitais => -1 0 +1 O subnível d tem 5 orbitais => -2 -1 0 +1 +2 O subnível f tem 7 orbitais => -3 -2 1 0 +1 +2 +3 úmero Quântico Quaternário ou de Spin, simbolizado por S, caracteriza o sentido de rotação de um elétron em um determinado orbital. É indicado pelos números: + 1/2 e - 1/2 e serão indicados por ↑ e ↓ respectivamente. Conforme o “Princípio da Exclusão” de W. Pauli, “... num mesmo átomo, dois elétrons sempre apresentarão conjuntos diferentes dos quatro números quânticos”. Portanto, podemos afirmar que num mesmo orbital, encontraremos, no máximo, 2 elétrons com spins contrários. Na prática, ao dizer que um elétron apresenta n = 3, LLLL = 2, e m = -1, significa dizer que o mesmo está na terceira camada (M), num subnível do tipo d no orbital designado por -1. -2 -1 0 +1 +2
  • 12. Então, teremos: Exercícios de fixação 17 Dê os 4 números quânticos dos 2 elétrons que estão situados na camada M, subnível d, e orbital central. 18 Identifique a camada, subnível e orbital que se encontra um elétron que apresenta: n = 5, LLLL = 3, m = -1 e S = - ½, 7. Diagrama de Linus Pauling: O químico Linus Pauling criou um diagrama prático que nos fornece a ordem crescente de energia dos subníveis eletrônicos: K 1s² L 2s² 2p6 M 3s² 3p6 3d10 N 4s² 4 p6 4d10 4f14 O 5s² 5 p6 5d10 5 f14 P 6s² 6 p6 6d10 Q 7s² Ao seguirmos a seqüência das setas obteremos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 ===================================================== > Utilizando o exemplo anterior, ao dizer que um elétron apresenta n = 3, LLLL = 2, m = -1 e S = + ½, significa dizer que o mesmo está na terceira camada (M), num subnível do tipo d no orbital designado por -1 e com flechinha para cima. -2 -1 0 +1 +2 ↑ ↓
  • 13. >>> Ordem crescente de energia >>> 8. Distribuição Eletrônica: A distribuição eletrônica é uma ferramenta poderosa para nossos estudos, pois nos permitirá entender melhor o comportamento dos átomos e suas combinações. EXEMPLO: A distribuição eletrônica do Manganês Mn (Z=25) segundo o diagrama de Pauling seria: (consideramos, sempre que não houver outra informação, o átomo eletricamente neutro, ou seja, com o mesmo número de prótons e elétrons) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Da distribuição eletrônica acima, podemos dizer que: O Manganês tem 4 camadas eletrônicas. O Manganês apresenta subníveis do tipo s, p e d O Manganês tem 2 elétrons na última camada (4s2 ) Os elétrons estariam localizados nos orbitais conforme o esquema abaixo: K 1s² L 2s² 2p6 M 3s² 3p6 3d5 N 4s² Duas definições importantes: Camada de valência -> é a camada mais externa da distribuição eletrônica. Elétron de diferenciação -> é o último elétron da distribuição eletrônica. Então, utilizando o exemplo do Manganês, dizemos que a camada de valência é a camada N, e os quatro números quânticos do elétron de diferenciação são 3, 2, +2, +1/2. Exercícios de fixação Existe uma regra para o preenchimento dos elétrons nos orbitais, denominada Regra de Hund, onde os elétrons devem preencher os orbitais da esquerda para a direita, sempre num mesmo sentido, e após completarmos cada orbital num mesmo sentido, retornamos no mesmo orbital preenchendo, os orbitais no sentido contrário, até completarmos todos os elétrons da distribuição eletrônica.
  • 14. 21 Dê o número atômico de um elemento químico cujo átomo tem como elétron de valência n = 3, LLLL = 1, m = -1 e S = + ½. 22 Faça a distribuição eletrônica e identifique o elétron de diferenciação do 42Mo. 9. Tabela Periódica dos Elementos: A Tabela periódica atual é resultado de várias colaborações de diferentes cientistas, dentre os quais destacamos o alemão Julius Lothar Meyer, o russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev e o inglês Henry G. J. Moseley. Veremos que as propriedades dos elementos variam conforme a periodicidade de seus números atômicos. Existem algumas características dos elementos distribuídos pela tabela periódica que podemos distinguir logo de imediato, somente ao olharmos para a tabela: Tabela Periódica dos Elementos 1A 0 2A 3A 4A 5A 6A 7A 3B 4B 5B 6B 7B == 8B == 1B 2B Série dos Lantanídeos Série dos Actinídeos Não Metais Metais Semi metais Gases Nobres Série dos Lantanídeos Série dos Actinídeos Metais : São sólidos nas condições ambientes ( exceto o Gálio e o Mercúrio que são líquidos), dúcteis, maleáveis e são bons condutores de calor e eletricidade. ão-Metais: São os elementos mais abundantes na natureza, alguns são sólidos ( Carbono, Fósforo, Enxofre, Selênio, Iodo e Astato), outros líquidos (Bromo), outros gasosos( Hidrogênio, Nitrogênio, Oxigênio, Flúor e Cloro ), não são maleáveis nem dúcteis e são maus condutores de calor e eletricidade.
  • 15. Semi-metais: São sólidos nas condições ambientes e apresentam propriedades intermediárias entre a dos não-metais e a dos metais. Gases obres: São gasosos, encontrados na natureza sob a forma de moléculas monoatômicas e são elementos químicos inertes A tabela periódica é composta por linhas denominadas “período” (cada período corresponde a uma camada de energia) e colunas denominadas “famílias” (cada família tem uma configuração eletrônica distinta). Eis algumas regras práticas, para a localização de um elemento na tabela periódica: 1. Fazer a distribuição eletrônica utilizando-se o número atômico do elemento químico (Z). 2. Verificar onde se localiza o elétron mais energético (como termina a distribuição eletrônica). Nos subníveis s ou p, elemento das famílias A. Nos subnível d, elemento das famílias B. Nos subnível 4f, elemento da Série dos Lantanídeos. Nos subnível 5f, elemento da Série dos Actinídeos 3. Se for das famílias A, para identificar o número da família, basta somar os elétrons da camada de valência, nsx npy => nº da família = X + Y. 4. Se for das famílias B, para identificar o número da família, usaremos: Terminando em d9 = Família 1 B Terminando em d10 = Família 2 B
  • 16. Terminando em dx = Família (X+2)B até X=5 Terminando em d6 = 8B, 1ª coluna / d7 =. 8B, 2ª coluna / d8 =. 8B, 3ª coluna. 5. Para identificarmos o Período (linha horizontal) basta verificar qual o maior número quântico principal (n) da distribuição eletrônica, pois este, determina o período. EXEMPLO: Determinemos a localização do Manganês na tabela periódica (família e período) e suas propriedades. A distribuição eletrônica do Manganês Mn (Z=25) segundo o diagrama de Pauling 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 O elétron mais energético é o 5º elétron do subnível d da terceira camada, então, trata-se de um elemento que se localiza no quarto período, na família 7B (pela regra: dx , onde X=5 X+2 = 7) e esta família localiza-se na região dos metais, portanto o Manganês, de forma geral, é um metal, bom condutor de calor e eletricidade, sólido, nas condições ambientes, dúctil e maleável. Exercício de fixação 23 Dê o número atômico de um elemento químico cujo átomo tem como elétron de valência n = 3, LLLL = 1, m = -1 e S = + ½., e informe algumas de suas características gerais, bem como sua posição na tabela periódica (família e período) 10. Propriedades Aperiódicas dos Elementos: Estas propriedades apresentam valores que crescem ou decrescem conforme aumenta o número atômico. - Massa atômica: cresce com o aumento do número atômico. - Calor específico: decresce com o aumento do número atômico. 11. Propriedades Periódicas dos Elementos: Estas propriedades apresentam valores que se assemelham em intervalos mais ou menos regulares, conforme aumenta o número atômico os valores se repetem periodicamente com certa ordem de grandeza. Citaremos algumas mais importantes. - Tamanho do átomo - Densidade - Volume atômico
  • 17. - Eletronegatividade - Potencial de Ionização - Reatividade Química - Pontos de Fusão e Ebulição - Tamanho do átomo: determinado pelo número de camadas eletrônicas e pela carga nuclear. Nas famílias, o número de camadas eletrônicas aumenta com o aumento do número atômico, então, numa família quanto maior o número atômico, maior o tamanho dos átomos. Nos períodos, quanto maior o número atômico, maior a carga nuclear e maior a atração do núcleo sobre os elétrons periféricos, então, conforme aumenta o número atômico num período, menor o tamanho dos átomos. Quadro resumo da variação do tamanho do átomo Na Tabela Periódica - Densidade: É a relação entre a massa correspondente ao átomo-grama, isto é, a quantidade em gramas correspondente à massa atômica do elemento e o volume ocupado por um átomo-grama (depende do tamanho do átomo e do arranjo desses átomos na substância simples). Depende da temperatura sendo esta definida como 20° C para líquidos e sólidos; Para os gases, definida como a temperatura do líquido em estado de ebulição. Nas famílias, a densidade aumenta com o aumento do número atômico. Nos períodos, aumenta das laterais para o centro da tabela periódica. Quadro resumo da variação da densidade Na Tabela Periódica - Volume atômico: É a relação entre a massa correspondente ao átomo-grama, isto é, a quantidade em gramas correspondente à massa atômica do elemento e a densidade desse elemento no estado sólido. Nas famílias o volume atômico aumenta com o aumento do número atômico. Nos períodos, aumenta do centro da tabela periódica, para as laterais.
  • 18. Quadro resumo da variação do volume atômico Na Tabela Periódica - Eletronegatividade: É a maior ou menor tendência de um átomo atrair elétrons para si. Depende do tamanho do átomo (atração da carga nuclear) e do número de elétrons da última camada (observou-se que os átomos apresentam estabilidade eletrônica quando possuem oito elétrons na última camada – Teoria do Octeto). A eletronegatividade será maior quanto maior for o número de elétrons na última camada e menor for o átomo (observe que não citamos eletronegatividade para gases nobres - são inertes). Nas famílias, aumenta com a diminuição do número atômico. Nos períodos aumenta com o aumento do número atômico. Quadro resumo da variação da eletronegatividade Na Tabela Periódica - Potencial de Ionização: É a medida da energia fornecida para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso, formando um íon (átomo ou grupo de átomos que perdeu ou ganhou elétrons e ficou eletricamente carregado) gasoso positivo. Nas famílias, o valor do potencial de ionização diminui com o aumento do número atômico (atração da carga nuclear). Nos períodos o valor do potencial de ionização aumenta com o aumento do número atômico (existem oscilações, mas o aumento é geral). Quadro resumo da variação do potencial de ionização Na Tabela Periódica - Reatividade Química: É a propriedade que um elemento tem de reagir quimicamente.
  • 19. Está relacionada ao caráter metálico ou não metálico do elemento e depende de outras propriedades. Quanto maior o potencial de ionização, o tamanho do átomo, maior o caráter metálico, e portanto, maior a reatividade do metal. Quanto menor o tamanho do átomo e maior a eletronegatividade, maior o caráter não metálico, e portanto, maior a reatividade do não metal. Nas famílias, o caráter metálico aumenta com o aumento do número atômico. Nos períodos, aumenta com a diminuição do número atômico. Observe que a situação é inversa quando se refere ao caráter não metálico. Quadro resumo da variação da reatividade química Na Tabela Periódica - Pontos de Fusão e Ebulição: Apresentam a mesma variação, de um modo geral. Nas famílias, aumentam com o aumento do número atômico, exceto nas famílias 1A e 2A, onde aumentam com a diminuição do número atômico. Nos períodos, aumenta das laterais para o centro da tabela periódica. Quadro resumo da variação dos pontos de Fusão e Ebulição Na Tabela Periódica Exercício de fixação 24 O que são propriedades aperiódicas? 25 O que é um íon? 26 O que é potencial de ionização?
  • 20. 27 O que é eletronegatividade? 28 Como a carga nuclear interfere na variação do tamanho de um átomo? 29 Qual o elemento mais eletronegativo da Tabela Periódica? 30 Qual o elemento de maior energia de ionização da Tabela Periódica? 31 Sabendo-se que os elementos X (Z=35), Y (z=16) e Z (Z=57), pergunta-se: a. Qual átomo tem maior tamanho? b. Qual átomo tem menor densidade? c. Qual átomo tem maior volume atômico? 12. Ligações Químicas: Verificamos anteriormente que os Gases Nobres são inertes, não participam de reações, e apresentam a última camada eletrônica com os orbitais s e p completos. Com base nessas observações, os cientistas ao longo do tempo desenvolveram várias teorias, dentre elas, a Teoria do Octeto. Conforme a Teoria do Octeto, um átomo adquire estabilidade eletrônica ao perder, ganhar ou compartilhar elétrons com outro átomo de tal forma que a configuração da última camada eletrônica seja semelhante à de um gás nobre, onde exceto o He (Hélio) com 2 elétrons na última camada, todos os demais apresentam 8 elétrons na última camada, daí o nome “Octeto”. Pode-se dizer que os átomos se ligam para adquirir estabilidade eletrônica, mas, observe que estabilidade eletrônica não significa necessariamente neutralidade eletrônica. Você saberia explicar a diferença? Já foi mencionado que um íon é um átomo ou grupo de átomos que perdeu ou ganhou elétrons e ficou eletricamente carregado. Observe o quadro àbaixo: Estrutura Carga elétrica º de prótons e elétrons Átomo 0 ou neutra nº prótons = nº elétrons Cátion + ou positiva nº prótons > nº elétrons ( O átomo perdeu elétrons ) Ânion - ou negativa nº elétrons > nº prótons ( O átomo ganhou elétrons ) Perceberemos que as interações eletrônicas é que determinam as ligações químicas. Exercício de fixação 32 O que são íons?
  • 21. 33 Como são denominados os íons positivos e negativos? 34 Qual a relação entre o número de elétrons e prótons num átomo neutro? 35 Qual a relação entre o número de elétrons e prótons num Cátion e num ânion? 36 Porque os átomos se ligam? 13. Tipos de Ligações Químicas: Existem três tipos, ligação metálica, ligação iônica ou eletrovalente e ligação covalente ou molecular. - Ligação Metálica: Ocorre entre metais, onde os átomos dos elementos metálicos apresentam baixa eletronegatividade, e os elétrons das camadas mais externas são fracamente atraídos pelo núcleo, e podem se movimentar de um átomo para outro, pois os núcleos permanecem fixos na estrutura do metal, envolvidos pelos elétrons que se movimentam entre eles. Esquema de núcleos e elétrons em uma ligação metálica Os compostos formados a partir de ligações metálicas apresentam Pontos de Fusão e Ebulição geralmente elevados, são sólidos (exceto o Hg Mercúrio que é líquido), são os melhores condutores de calor e eletricidade, são insolúveis em qualquer solvente, apresentam brilho metálico e facilmente se transformam em lâminas (maleáveis) e em fios (dúcteis). - Conceito de Valência: Capacidade de combinação dos átomos. Corresponde ao número de elétrons que um átomo pode ganhar (indica-se o número com sinal negativo) ou perder (indica-se o número com sinal positivo). - Ligação Iônica: Ocorre entre metais e não metais, onde o metal perde elétrons para o não metal (mais eletronegativo), formando dois íons de cargas opostas, e a atração dessas cargas opostas, através de uma associação iônica, une os íons formando um composto iônico. Exemplifiquemos com a ligação dos átomos de Cloro e Sódio no Cloreto de Sódio: 11Na => 1s2 2s2 2p6 3s 1 1 elétron na última camada, tende a perdê-lo para que a última camada passe a ser a 2ª
  • 22. camada 2s2 2p6 com 8 elétrons, para ficar estável. Logo, tem valência +1. 17Cl => 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p5 7 elétrons na última camada, tende a ganhar 1 elétron para que a última camada 3s2 3p6 passe a ter 8 elétrons, para ficar estável. Logo, tem valência -1. Representamos os elétrons da camada de valência ou pela valência da seguinte forma: •• •• _ a * + •• Cl•• a+ [ *•Cl •• ] ou a+  Cl - a+ Cl- •• •• atração sólido Iônico Esquemas de Lewis para representação dos elétrons Dizemos que Na+ Cl – ou NaCl é o íon-fórmula do composto iônico Cloreto de Sódio. Conhecendo as valências dos átomos ligantes, conseguimos determinar o íon-fórmula do composto. Exemplo: Ligação entre Alumínio (Al, família 3A, metal) e Oxigênio (O, família 6ª, não metal) Al família 3A, portanto 3 elétrons na última camada. Metal tem tendência de perder elétrons, portanto valência 3. O família 6A, portanto 6 elétrons na última camada. Não metal tem tendência de ganhar elétrons se ligado a metais, portanto valência 2. O íon-fórmula será escrito com o símbolo do metal tendo como índice a valência do não metal, seguido do símbolo do não metal tendo como índice a valência do metal: Al valência 3 Então temos Al2O3 O valência 2 Os compostos formados à partir de ligações iônicas apresentam Pontos de Fusão e Ebulição geralmente elevados devido a forte atração entre os íons, geralmente são sólidos, duros e quebradiços, são bons condutores de eletricidade no estado líquido e em solução aquosa e maus condutores de eletricidade no estado sólido. - Ligação Covalente ou Molecular: Ocorre entre não metais, onde os átomos de não metal compartilham pares elétrons para estabilizarem suas nuvens eletrônicas e formar um composto molecular. Exemplifiquemos uma ligação simples para os átomos de Hidrogênio e Cloro: 1H => 1s 1 1 elétron na última camada, como não é metal, tende a compartilha-lo para que a última camada passe a ter 2 elétrons (como o gás nobre He 1s2 ) com última camada completa, para ficar estável.
  • 23. 17Cl => 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p5 7 elétrons na última camada, tende compartilhar 1 elétron com o outro não metal para que a última camada 3s2 3p6 passe a ter 8 elétrons, para ficar estável. Representamos os elétrons da camada de valência da seguinte forma: Esquemas de Lewis para representação dos elétrons Composto molecular Dizemos que HCl é fórmula molecular do composto Ácido Clorídrico. Exemplifiquemos uma ligação dupla com átomos de Oxigênio: 8O => 1s2 2s2 2p4 6 elétrons na última camada, como não é metal, tende a compartilhar 2 elétrons para que a última camada 2s2 2p6 passe a ter ter 8 elétrons, para ficar estável. Representamos os elétrons da camada de valência da seguinte forma: Esquemas de Lewis para Composto molecular representação dos elétrons Dizemos que O2 é fórmula molecular do composto Oxigênio. Exemplifiquemos uma ligação tripla com átomos de Nitrogênio: 7N => 1s2 2s2 2p3 5 elétrons na última camada, como não é metal, tende a compartilhar 3 elétrons para que a última camada 2s2 2p6 passe a ter 8 elétrons, para ficar estável. Representamos os elétrons da camada de valência da seguinte forma: Esquemas de Lewis para Composto molecular representação dos elétrons Dizemos que N2 é fórmula molecular do composto Nitrogênio. Note que o par de elétrons da ligação é originário dos dois átomos ligantes, um elétron de cada átomo. Neste caso, especificamos a ligação como ligação covalente comum e a representamos como um traço entre os átomos ligantes, na fórmula estrutural. Exemplos: H—Cl, H—O—H, Cl—Cl.
  • 24. Quando o par de elétrons da ligação é originário de apenas um dos átomos ligantes, especificamos a ligação como ligação covalente dativa. Exemplo: H2SO4 Esquemas de Lewis para representação dos elétrons Ligação covalente dativa Às ligações onde temos somente um par de elétrons são classificadas como tipo sigma σ Às ligações onde temos dois ou três pares de elétrons são classificadas um como tipo sigma σ, e as demais como tipo pi π. Exercício de fixação 37 Como é a ligação entre um metal e um não metal? 38 Um elemento da família 5A ao ligar-se com um elemento da família 7ª forma qual tipo de composto químico? 39 Para o H3PO4, quais os tipos de ligação se pode esperar? Justifique. 40 Obtenha o íon-fórmula dos compostos constituídos por: a. Ca e F b. Sr e Br c. Li e O 41 Cite algumas propriedades dos compostos moleculares, iônicos e metálicos.