QUÍMICAGERAL 1

Dr. Jesús Lázaro Romero RecasensUEA2010

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Introdução

A Química Geral contém os conceitos, princípios, regras e leis básicas da Química. A

comprención dos conteúdos da Química Geral é fundamental para a aprendizagem de

outras partes específicas da Química como a Química Orgânica, a Química Biológica, a

Química Física, a Análise Química, etc.

O objectivo deste texto é que contribua à formação geral de um futuro especialista que

aprenda a aplicar os conceitos teóricos fundamentais da ciência Química.

O conteúdo deste texto apresenta-se em 14 Capítulos divididos em dois livros: Química

Geral 1 e Química Geral 2.

Os aspectos teóricos ilustram-se mediante fotografias, figuras e exemplos.

As capítulos que contêm o livro de Química Geral 1 são os siguentes:

Capítulo 1: A Química e sua historia.

Capítulo 2: Conceitos fundamentais.

Capítulo 3: Estrutura dos átomos.

Capítulo 4: Tabela Periódica. Propriedades periódicas.

Capítulo 5: Ligação química.

Capítulo 6: Nomenclatura dos compostos inorgánicos.

As capítulos que contêm o livro de Química Geral 2 são os siguentes:

Capítulo 7: Estequiometría.

Capítulo 8: Soluções.

Capítulo 9: Termoquímica.

Capítulo 10: Cinética Química.

Capítulo 11: Equilíbrio Químico.

Capítulo 12: Eletroquímica.

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Capítulo 1

A Química e sua historia.

1.1 Conceito de Quimica

Química (do egípcio kēme (chem), significando "terra") é a ciência que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, de suas características, propriedades combinatórias, processos de obtenção, suas aplicações e sua identificação. Estuda a maneira que os elementos ou as substâncias se ligam e reagem entre si, as causas que provocam estas transformações, as energias que as acompanham e as leis que as governam.

1.2 Desenvolvimento histórico da Química

A história da química está intrinsecamente ligada ao desenvolvimento do homem, já que abarca todas as transformações de matérias e as teorias correspondentes.

O princípio do domínio da química (que para alguns antropólogos coincide com o princípio do homem moderno) é o domínio do fogo. Há indícios de que faz mais de 500.000 anos, em tempos do Homo erectus, algumas tribos conseguiram este sucesso que ainda hoje é uma das tecnologias mais importantes. Não só dava luz e calor na noite, como ajudava a proteger-se contra os animais selvagens. Também permitia a preparação de comida cozida. Esta continha menos microorganismos patogênicos e era mais facilmente digerida. Assim, baixava-se a mortalidade e melhoravam as condições gerais de vida.

O fogo também permitia conservar melhor a comida e especialmente a carne e os peixes secando-os e defumando-os.

Desde este momento teve uma relação intensa entre as cozinhas e os primeiros laboratórios químicos até o ponto que a pólvora negra foi descoberta por uns cozinheiros chineses.

Na antiguedade o filósofo grego Aristóteles acreditava que as substâncias eram formadas por quatro elementos: terra, vento, água e fogo. Paralelamente, discorria outra teoria, o atomismo, que postulava que a matéria era formada por átomos, partículas indivisíveis que se podiam considerar a

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unidade mínima da matéria. Esta teoria, proposta pelo filósofo grego Demócrito de Abdera não foi popular na cultura ocidental dado o peso das obras de Aristóteles na Europa. No entanto, tinha seguidores (entre eles Lucrécio) e a idéia ficou presente até o princípio da Idade Moderna.

Entre os séculos III a.C. e o século XVI d.C a química estava dominada pela alquimia. O objetivo de investigação mais conhecido da alquimia era a procura da pedra filosofal, um método hipotético capaz de transformar os metais em ouro. Na investigação alquímica desenvolveram-se novos produtos químicos e métodos para a separação de elementos químicos. Deste modo foram-se assentando os pilares básicos para o desenvolvimento de uma futura química experimental.

A química, como é concebida actualmente, começa a desenvolver-se entre os séculos XVI e XVII. Nesta época estudou-se o comportamento e propriedades dos gases estabelecendo-se técnicas de medição. Pouco a pouco foi-se desenvolvendo e refinando o conceito de elemento como uma substância elementar que não podia ser descomposto em outras.

A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos dos cientistas da época. Considera-se que os princípios básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista britânico Robert Boyle: The Sceptical Chymist (1661).

Por volta do século XVIII a química adquire definitivamente as características de uma ciência experimental. Desenvolvem-se métodos de medição cuidadosos que permitem um melhor conhecimento de alguns fenômenos, como o da combustão da matéria, descobrindo Antoine Lavoisier o oxigênio e assentando finalmente os pilares fundamentais da química moderna.

Um ponto crucial no desenvolvimento da química como ciência foi a racionalização dos conhecimentos empíricos obtidos, procurando criar leis racionais e simplificar de forma coerente as informações obtidas. O principio de conservação da massa e o entendimento da influência da composição da atmosfera nos experimentos, ambos amplamente disseminados a partir dos trabalhos de A. Lavoisier no final

do século XVIII, permitiram que os experimentos se tornassem cada vez mais rigorosos e precisos, em oposição ao caráter qualitativo das experimentações alquimistas.

A partir desse momento, a medição de massas assume um caráter fundamental na história da química, tendo sido esse o principal impulsor para o desenvolvimento da balança a partir da época de Lavoisier, tendo ele próprio construído os equipamentos mais precisos desse período.

Uma das maiores vitórias da Química, devido ao uso de balanças nos experimentos, foi sem dúvida devida a John Dalton. Esse cientista inglês ficou intrigado com o fato de que, ao decompor qualquer substância em seus constituintes mais simples, as razões

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entre as massas das diversas substâncias obtidas poderem ser sempre escritas a partir de números inteiros de pequeno valor, ocorrendo freqüentemente razões do tipo 1:2, 2:3, 5:2, etc.

Com base nesse curioso dado experimental, Dalton propôs, em 1881, um modelo para a constituição da matéria: tais dados seriam facilmente explicados se toda a matéria fosse constituída de unidades indivisíveis, nomeadas de átomo (do grego "indivisível"). Tal conceito, cuja primeira descrição provinha do filósofo grego Demócrito, agora surgia, naturalmente, de medidas quantitativas rigorosas.

A teoria atomística de Dalton teve importantes repercussões. Baseado em dados experimentais, um cientista francês chamado Joseph Proust já tinha proposto formalmente o conceito de que toda substância tinha uma composição constante e homogênea. Assim, a água, por exemplo, independente de sua origem, era sempre composta pela mesma proporção de dois gases: oxigênio e hidrogênio. Juntando esse conceito e seus postulados atomísticos, Dalton organizou de forma racional as diversas substâncias conhecidas, criando uma tabela de substâncias que seriam formadas por apenas um tipo de átomo, e substâncias que eram formadas por uma combinação característica de átomos.

Assim, tanto a grafite como os gases hidrogênio e oxigênio, por exemplo, eram formados apenas por um tipo de átomo, enquanto que outras substâncias, como a água, eram formadas pela combinação de dois ou mais átomos, nesse caso, dos elementos hidrogênio e oxigênio (as dificuldades de obter certos dados com uma precisão razoável levaram Dalton a propor erroneamente para a água à fórmula HO, em vez de H2O). Apesar das dificuldades experimentais, Dalton propôs formulas certas para diversos compostos conhecidos na época, tendo seu trabalho revolucionado de forma definitiva o entendimento da matéria.

O vitalismo e o começo da química orgânica

Tão cedo se compreendessem os princípios da combustão, outro debate de grande importância apoderou-se da química: o vitalismo e a distinção essencial entre a matéria orgânica e inorgânica. Esta teoria assumia que a matéria orgânica só podia ser produzida pelos seres vivos atribuindo este facto a uma

vis vitalis (força ou energia vital) inerente na própria vida. A base desta teoria era a dificuldade de obter matéria orgânica a partir de precursores inorgânicos. Este debate

foi revolucionado quando Friedrich Wöhler descobriu acidentalmente como se podia sintetizar a ureia a partir

do cianato de amónio, em 1828, mostrando que a matéria orgânica podia criar-se de maneira química.

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No entanto, ainda hoje se mantém a classificação em química orgânica e inorgânica, ocupando-se a primeira essencialmente dos compostos do carbono e a segunda dos compostos dos demais elementos.

Os motores para o desenvolvimento da química orgânica eram, no princípio, a curiosidade sobre os produtos presentes nos seres vivos (provavelmente com a esperança de encontrar novos fármacos) e a síntese dos corantes ou tinturas. A última surgiu depois da descoberta da anilina por Runge e a primeira síntese de um corante artificial por Perkin.

Depois adicionaram-se os novos materiais como os plásticos, os adesivos, os cristais líquidos, os fitossanitários, etc.

Até à Segunda Guerra Mundial a principal matéria-prima da indústria química orgânica era o carvão, dada a grande importância da Europa no desenvolvimento desta parte da ciência e o facto de que em Europa não há grandes jazigos de alternativas como o petróleo.

Com o final da segunda guerra mundial e o crescente peso dos Estados Unidos no sector químico, a química orgânica clássica se converte cada vez mais na petroquímica que conhecemos hoje. Uma das principais razões era a maior facilidade de transformação e a grande variedade de produtos derivados do petróleo.

A tabela periódica e a descoberta dos elementos químicos

Em 1860, os cientistas já tinham descoberto mais de 60 elementos químicos diferentes e tinham determinado sua massa atômica. Notaram que alguns elementos tinham propriedades químicas similares pelo que deram um nome a cada grupo de elementos parecidos. Em 1829, o químico J. W. Döbenreiner organizou um sistema de classificação de elementos no qual estes agrupavam-se em grupos de três denominados tríades. As propriedades químicas dos elementos de uma tríade eram similares e suas propriedades físicas variavam de maneira ordenada com sua massa atômica.

Alguns anos mais tarde, o químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev desenvolveu uma tabela periódica dos elementos segundo a ordem crescente das suas massas atômicas. Dispôs os elementos em colunas verticais começando pelos mais levianos e, quando chegava a um elemento que tinha propriedades semelhantes às de outro elemento, começava outra coluna. Em pouco tempo Mendeleiev aperfeiçoou a sua tabela acomodando os elementos em filas horizontais. O seu sistema permitiu-lhe predizer com bastante exatidão as propriedades de elementos não descobertos até o momento.

A grande semelhança do germânio com o elemento previsto por Mendeleyev conseguiu finalmente a aceitação geral deste sistema de ordenação que ainda hoje segue-se aplicando.

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Desenvolvimento da teoria atômica

Ao longo do século XIX a química estava dividida entre os seguidores da teoria atómica e aqueles que não a subscreviam, como Wilhelm Ostwald e Ernst Mach. Os impulsores mais decididos da teoria atômica foram Amedeo Avogadro, Ludwig Boltzmann e outros, que conseguiram grandes avanços no entendimento do comportamento dos gases. A disputa foi finalizada com a explicação do efeito Browniano por Albert Einstein em 1905 e pelos experimentos de Jean Perrin a respeito.

Muito antes que a disputa tivesse sido resolvida muitos pesquisadores tinham trabalhado sob a hipótese atômica. Svante Arrhenius tinha pesquisado a estrutura interna dos átomos propondo a sua teoria da ionização. O seu trabalho foi seguido por Ernest Rutherford, quem abriu as portas ao desenvolvimento dos primeiros modelos de átomos que desembocariam no modelo atômico de Niels Bohr. Na actualidade o estudo da estrutura do átomo considera-se um ramo da física e não da química.

Breve cronología na Química

Antiguidade

Egipto

Extração do ferro. Fabricação do vidro. Os egípcios conhecem a fermentação que permite-lhes produzir cerveja. Eles

fabricam corantes utilizados sobretudo para maquiagens.

China

Fabricação da porcelana. Utilização da Pólvora.

Grécia

Para Empédocles existem quatro elementos: a água, o ar, o fogo e a terra, que se atraem ou se repelem. Platão retoma mais tarde esta teoria associando estes quatro elementos a formas geométricas.

O filósofo Anaxágoras vê o mundo em mudança perpétua, sem criação nem destruição de matéria mas com reordenações das partículas elementares.

Leucipo, e depois Demócrito, acham que a matéria está composta de partículas elementares, os átomos.

Nascimento da alquimia

A alquimia nasce em Alexandria por volta do século IX a.C. Os alquimistas tentam conseguir ouro a partir de diversos metais. Seu objectivo é a fabricação

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da pedra filosofal, que transmuta os metais em ouro e permite a preparação do elixir da panacéia ou remédio universal. Os corpos classificam-se em sólidos, líquidos e vapores e segundo a sua cor. Eles interagem segundo leis de simpatia e de antipatia.

Idade Média

Civilização árabe

A civilização árabe conta alquimistas brilhantes. Procurando ouro, trabalham sobre outras matérias como por exemplo o ácido nítrico e aperfeiçoam a destilação.

Ocidente

A alquimia aparece no Europa com raiz em traduções de textos árabes. Além disso, adotam-se os numerosos termos árabes (por exemplo, álcali) que ainda hoje se usam.

Século XVI Paracelso, através da sua prática da medicina e suas investigações sobre os

medicamentos, é considerado como o precursor da química moderna.

Século XVII Newton, que é alquimista além de físico, acha que existem forças entre as

partículas, comparáveis às forças de gravitação.

Século XVIII Descoberta do oxigênio por Scheele e Priestley. Síntese da água por Cavendish. Descoberta do princípio da conservação da massa por Mikhail Lomonosov (sem

divulgação na Europa Ocidental). Teorias de Lavoisier.

Século XIX 1828: Síntese da ureia por Wöhler, demonstrando a unidade da química mineral

e da química orgânica, anteriormente consideradas dois campos independentes (refutação do «princípio de vida»).

1869: Mendeleiev publica a sua classificação periódica dos elementos.

Século XX 1913: Bohr publica o seu modelo da estrutura do átomo. 1926: Schrödinger publica o seu modelo da estrutura do átomo, modelo que se

utiliza hoje. 1953: Descoberta da estrutura do DNA por Watson e Crick.

Capítulo 28

Conceitos fundamentais

2.1 Estados físicos da matéria

Fases ou estados da matéria são conjuntos de configurações que objetos macroscópicos podem apresentar. São três os estados ou fases considerados: sólido, líquido e gasoso. Outros tipos de fases da matéria, como o estado pastoso ou o plasma são estudados em níveis mais avançados de física. As características de estado físico são diferentes em cada substância e depende da temperatura e pressão na qual ela se encontra.

Há muitas discussões sobre quantos estados da matéria existem, porém as versões mais populares atualmente são de que a matéria somente tem três estados: sólido, líquido e gasoso. Mas há também outros que, ou são intermediários ou pouco conhecidos. Por exemplo: os vapores, que nada mais são uma passagem do estado líquido para o gasoso na mesma fase em que o gás, porém quando está em estado gasoso, não há mais possibilidade de voltar diretamente ao estado líquido; já quando em forma de vapor, pode ir ao estado líquido, desde que exista as trocas de energia necessárias para tal fato. Por isto que diz-se comumente "vapor d´água".

Condensado de Bose-Einstein→ Sólido → Líquido → Gasoso → Plasma

No estado sólido considera-se que a matéria do corpo mantém a forma macroscópica e a posição relativa de sua partícula. É particularmente estudado nas áreas da estática e da dinâmica.

No estado líquido, o corpo mantém a quantidade de matéria e aproximadamente o volume; a forma e posição relativa da partículas não se mantém. É particularmente estudado nas áreas da hidrostática e da hidrodinâmica.

No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria, podendo variar amplamente a forma e o volume. É particularmente estudado nas áreas da aerostática e da aerodinâmica.

O estado pastoso ou condensado esta entre o estado sólido e o estado liquido apresentando caracteristicas dos dois.

O Plasma (ou quarto estado da matéria) é o estado em que a maioria da matéria se encontra no universo. Neste estado há uma certa "pastosidade" da substância, que permite uma maior e melhor resposta quando recebe informações decodificadas pelos

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feixes de luz emitidos pelos componentes da TV. Sabe-se que qualquer substância pode existir em três estados: sólido, líquido e gasoso, cujo exemplo clássico é a água que pode ser gelo, água em estado líquido e vapor de água. Todavia há muito poucas substâncias que se encontram nestes estados, que se consideram indiscutíveis a difundidos, mesmo tomando o Universo no seu conjunto. É pouco provável que superem o que em química se considera como restos infinitamente pequenos. Toda a substância restante do universo subsiste no estado denominado plasma.

O Condensado de Bose-Einstein é o quinto estado da matéria, e é obtido quando a temperatura chega a ser tão baixa que as moléculas entram em colapso.

O sexto estado da matéria, o Condensado Fermiônico , acontece quando certa materia é aquecida a ponto de suas moléculas ficarem completamente livres.

Já existe também o sétimo estado da matéria o Superfluido de Polaritons.

Existem outros possíveis estados da matéria; alguns destes só existem sob condições extremas, como no interior de estrelas mortas, ou no começo do universo depois do Big Bang:

Fluidos supercríticos Colóide Superfluido Supersólido Matéria degenerada Neutrônio Matéria fortemente simétrica Matéria debilmente simétrica Condensado fermiônico Plasma de quarks-glúons Matéria estranha ou materia de quark

Mudanças de fase

Como a cada uma destas fases de uma substância corresponde determinado tipo de estrutura corpuscular, há vários tipos de mudanças de estruturas dos corpos quando muda a fase, ou de estado de aglomeração, da substância que são feitos. A mudança de fases ocorre conforme o diagrama de fases da substância. Mudando a pressão ou a temperatura do ambiente onde um objeto se encontra, esse objeto pode sofrer mudança de fase.

Fusão - mudança do estado sólido para o líquido.Existem dois tipos de fusão: o Gelatinosa - derrete todo por igual; por exemplo o plástico. o Cristalina - derrete de fora para dentro; por exemplo o gelo.

Vaporização - mudança do estado líquido para o gasoso. Existem três tipos de vaporização:

o Evaporação - as moléculas da superfície do líquido tornam-se gás em qualquer temperatura.

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o Ebulição - o líquido está na temperatura de ebulição e fica borbulhando, recebendo calor e tornando-se gás.

o Calefação - o líquido recebe uma grande quantidade de calor em período curto e se torna gás rapidamente.

Condensação - mudança de estado gasoso para líquido (inverso da Vaporização).

Solidificação - mudança de estado líquido para o estado sólido (inverso da Fusão).

Sublimação - um corpo pode ainda passar diretamente do estado sólido para o gasoso.

Re-sublimação - mudança direta do estado gasoso para o sólido (inverso da Sublimação).

Ionização - mudança de estado gasoso para o estado plasma. Desionização - mudança de estado plasma para estado gasoso (inverso de

Ionização).

2.2 Substâncias e misturas

Uma substância possui uma composição característica, determinada e um conjunto definido de propriedades. Uns dos exemplos de substâncias são o cloreto de sódio (NaCl), a sacarose (C12H22O11) e o oxigênio (O2), entre outros. Uma substância pode ser composta por um único elemento químico, como por exemplo, o oxigênio (O2), o ouro (Au), ferro (Fé) ou o cobre (Cu), ou pode ser também composto por dois ou mais elementos numa proporção definida, como é o caso do cloreto de sódio (39,34% de sua massa é de sódio e 60,66%,de cloro).

Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura, cuja composição e propriedade são variáveis. O leite, por exemplo, é uma mistura.

Uma substância é formada por átomos de elementos específicos em proporções específicas. Cada substância possui um conjunto definido de propriedades e uma composição química.

Classificação

Uma substância composta por átomos de um único elemento químico (denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), ou seja, o mesmo número de prótons) é denominada substância simples. Exemplos:

Ouro: Au Ferro: Fe Cobre: Cu Gás Hidrogênio: H2

Uma substância composta por mais de um elemento químico, numa proporção determinada de átomos, é denominada substância composta. Exemplos:

Cloreto de Sódio: NaCl

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Água: H2O Metano: CH4

Sacarose: C12H22O11

Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura. O leite e o soro caseiro são exemplos de misturas.

Sistema

Sistema é uma porção limitada do universo, considerada como um todo para efeito de estudo.

Sistema homogêneo, material homogêneo ou matéria homogênea é aquele que apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.

Sistema heterogêneo, material heterogêneo ou matéria heterogênea é aquele que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.

Fases são as diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação, que constituem um sistema heterogêneo.

Os sistemas homogêneos são monofásicos ou unifásicos. Os sistemas heterogêneos são polifásicos, podendo ser bifásicos, trifásicos, etc.

Sistemas com n componentes sólidos, como regra têm n fases. Sistemas com n gases sempre têm uma única fase. Não existe sistema heterogêneo de dois ou mais gases.

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Um sistema heterogêneo ou é uma mistura (heterogênea) ou é uma substância pura em mudança de estado físico.

Um sistema homogêneo ou é uma mistura (homogênea) ou é uma substância pura num único estado físico.

Mistura e substância pura

Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinada.

Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.

Substância pura é todo material com as seguintes características:

Unidades estruturais(moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si. Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto

de fusão e de ebulição, etc. A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas

mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.). Pode ser representada por uma fórmula porque tem composição fixa. Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser

substância pura composta. As misturas não apresentam nenhuma das características acima. Essas são as

diferenças entre as misturas e as combinações químicas (substâncias puras compostas).

Mistura eutética e mistura azeotrópica

Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras no processo de fusão, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da fusão. Essas são chamadas misturas eutéticas.

Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras em relação à ebulição, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da ebulição. Essas são chamadas misturas azeotrópicas.

Não é conhecida nenhuma mistura que seja eutética e azeotrópica simultaneamente.

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Substância simples e alotropia

Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico.

Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes.

Variedades alotrópicas:

Carbono (C): Diamante (Cn) Grafite (Cn) Oxigênio (O): Oxigênio (O2) Ozônio (O3) Fósforo (P): Fósforo branco (P4) Fósforo vermelho (Pn) Enxofre (S): Enxofre rômbico (S8) Enxofre monoclínico (S8)

Diamante Grafite

Grandeza molecular: Substância simples

moléculas monoatômicas: gases nobres moléculas biatômicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2 moléculas triatômicas: O3 moléculas tetratômicas: P4 moléculas octatômicas: S8 moléculas gigantes (macromoléculas): Pn,Cn, todos os metais (Nan,Can,Agn)

2.3 Átomo

Um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades físico-químicas mínimas.

O átomo é a menor partícula que ainda caracteriza um elemento químico. Ele apresenta um núcleo com carga positiva (Z é a quantidade de prótons e "e" a carga elementar) que

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apresenta quase toda sua massa (mais que 99,9%) e Z elétrons determinando o seu tamanho.

Até fins do século XIX, era considerado a menor porção em que se poderia dividir a matéria. Mas nas duas últimas décadas daquele século, as descobertas do próton e do elétron revelaram o equívoco dessa idéia. Posteriormente, o reconhecimento do nêutron e de outras partículas subatômicas reforçou a necessidade de revisão do conceito de átomo.

2.4 Elementos

Denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número de prótons em seu núcleo, ou seja, o mesmo número atômico (Z). O termo elemento químico pode se referir também a uma substância química pura composta por átomos com o mesmo número de prótons em seu núcleo. Este último conceito algumas vezes é chamado de substância elementar, diferindo da primeira definição, mas muitas vezes, o conceito de elemento químico é usado em ambos os casos.

Exemplo:

Oxigênio é o elemento químico constituído por todos os átomos que possuem número atômico 8, ou seja, com 8 prótons.

Cálcio é o elemento químico constituído por todos os átomos que possuem número atômico 20, ou seja, com 20 prótons.

Dessa forma, o número atômico é característica de cada elemento químico, sendo como seu número de identificação.

Elementos naturais:

São os elementos químicos encontrados na natureza. São conhecidos 92 elementos naturais, sendo o de maior número atômico o urânio (Z = 92).

Elementos sintéticos

São os elementos cujos átomos são produzidos artificialmente. Os elementos com número atômico superior ao do urânio (Z > 92) são todos artificiais (elementos transurânicos).

Ocorrência

Alguns elementos químicos como ouro, platina, cobre, gases nobres e outros, existem em estado natural. Entretanto, a maioria ocorre combinado com outros elementos constituindo os compostos químicos como, por exemplo, hidrogênio e oxigênio constituindo a água.

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Simbologia

Cada elemento químico, natural ou sintetizado, é representado por um símbolo que o identifica graficamente.

Desde o tempo dos alquimistas os elementos químicos conhecidos já eram representados por símbolos. Por exemplo: o ouro era identificado pelo símbolo do Sol e a prata pelo símbolo da Lua.

Atualmente adota-se o método de J. J. Berzelius sugerido em 1811:

Os símbolos são adotados internacionalmente. Qualquer que seja a língua ou alfabeto o símbolo é o mesmo.

O símbolo é a letra inicial, maiúscula, do seu nome latino seguida, quando necessário, de uma segunda letra minúscula do seu nome.

Elementos transférmios

Terminando com 30 anos de controvérsias, a IUPAC através do CNIC (Committee en Nomenclature of Inorganic Chemistry) comunicou, em 30 de agosto de 1997, que os nomes e os símbolos dos elementos transférmios (número atômico maior que o do férmio) seriam:

101 - Mendelevium (Mendelévio) - Md 102 - Nobelium (Nobélio) - No 103 - Lawrencium (Laurêncio) - Lr 104 - Rutherfordium (Rutherfórdio) - Rf 105 - Dubnium (Dúbnio) - Db 106 - Seaborgium (Seabórgio) - Sg 107 - Bhorium (Bóhrio) - Bh 108 - Hassium (Hássio) - h 109 - Meitnerium (Meitnério) - Mt 110 - Darmstádio (Darmstádio) - Ds 111 - Roentgênio - (Roentgênio) - Rg

Os isótopos com números atômicos superiores a 111 ainda não foram nomeados.

Lista de elementos químicos por número atômico

Número atômico

(Z)  

Nome   Símbolo   Massa atômica (g/mol)  

Ponto de fusão (°C)  

Ponto de ebulição

(°C)   1 Hidrogênio H 1.00794 -259.1 -252.9 2 Hélio He 4.002602 -272.2 -268.9 3 Lítio Li 6.941 180.5 1317 4 Berílio Be 9.012182 1278 2970 5 Boro B 10.811 2300 2550 6 Carbono C 12.011 3550 4827

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7 Nitrogênio / Azoto N 14.00674 -209.9 -195.8 8 Oxigênio O 15.9994 -218.4 -182.9 9 Flúor F 18.9984032 -219.6 -188.1 10 Néon Ne 20.1797 -248.7 -246.1 11 Sódio Na 22,989768 97,8 892 12 Magnésio Mg 24,305 648,8 1107 13 Alumínio Al 26,981539 660,5 2467 14 Silício Si 28,0855 1410 2355 15 Fósforo P 30,973762 44 (P4) 280 (P4) 16 Enxofre S 32,066 113 444,7 17 Cloro Cl 35,4527 -34,6 -101 18 Árgon / Argônio Ar 39,948 -189,4 -185,9 19 Potássio K 39,0983 63,7 774 20 Cálcio Ca 40,078 839 1487 21 Escândio Sc 44,95591 1539 2832 22 Titânio Ti 47,88 1660 3260 23 Vanádio V 50,9415 1890 3380 24 Cromo Cr 51,9961 1857 2482 25 Manganês Mn 54,93805 1244 2097 26 Ferro Fe 55,847 1535 2750 27 Cobalto Co 58,9332 1495 2870 28 Níquel Ni 58,69 1453 2732 29 Cobre Cu 63,546 1083,5 2595 30 Zinco Zn 65,39 419,6 907 31 Gálio Ga 69,723 29,8 2403 32 Germânio Ge 72,61 937,4 2830 33 Arsênio As 74,92159 613 613

(sublimiert) 34 Selênio Se 78,96 217 685 35 Bromo Br 79,904 -7,3 58,8 36 Crípton/Criptônio Kr 83,8 -156,6 -152,3 37 Rubídio Rb 85,4678 39 688 38 Estrôncio Sr 87,62 769 1384 39 Ítrio Y 88,90585 1523 3337 40 Zircônio Zr 91,224 1852 4377 41 Nióbio Nb 92,90638 2468 4927 42 Molibdênio Mo 95,94 2617 5560 43 Tecnécio Tc 98,9063 2172 5030 44 Rutênio Ru 101,07 2310 3900 45 Ródio Rh 102,9055 1966 3727 46 Paládio Pd 106,42 1552 3140 47 Prata Ag 107,8682 961,9 2212 48 Cádmio Cd 112,411 321 765 49 Índio In 114,82 156,2 2080 50 Estanho Sn 118,71 232 2270 51 Antimônio Sb 121,75 630,7 1750 52 Telúrio Te 127,6 449,6 990

17

53 Iodo I 126,90447 113,5 184,4 54 Xénon/Xenônio Xe 131,29 -111,9 -107 55 Césio Cs 132,90543 28,4 690 56 Bário Ba 137,327 725 1640 57 Lantânio La 138,9055 920 3454 58 Cério Ce 140,115 798 3257 59 Praseodímio Pr 140,90765 931 3212 60 Neodímio Nd 144,24 1010 3127 61 Promécio Pm 146,9151 1080 2730 62 Samário Sm 150,36 1072 1778 63 Európio Eu 151,965 822 1597 64 Gadolínio Gd 157,25 1311 3233 65 Térbio Tb 158,92534 1360 3041 66 Disprósio Dy 162,5 1409 2335 67 Hólmio Ho 164,93032 1470 2720 68 Érbio Er 167,26 1522 2510 69 Túlio Tm 168,93421 1545 1727 70 Itérbio Yb 173,04 824 1193 71 Lutécio Lu 174,967 1656 3315 72 Háfnio Hf 178,49 2150 5400 73 Tântalo Ta 180,9479 2996 5425 74 Tungstênio W 183,85 3407 5927 75 Rênio Re 186,207 3180 5627 76 Ósmio Os 190,2 3045 5027 77 Irídio Ir 192,22 2410 4130 78 Platina Pt 195,08 1772 3827 79 Ouro Au 196,96654 1064,4 2940 80 Mercúrio Hg 200,59 -38,9 356,6 81 Tálio Tl 204,3833 303,6 1457 82 Chumbo Pb 207,2 327,5 1740 83 Bismuto Bi 208,98037 271,4 1560 84 Polônio Po 208,9824 254 962 85 Astato At 209,9871 302 337 86 Rádon/Radônio Rn 222,0176 -71 -61,8 87 Frâncio Fr 223,0197 27 677 88 Rádio Ra 226,0254 700 1140 89 Actínio Ac 227,0278 1047 3197 90 Tório Th 232,0381 1750 4787 91 Protactínio Pa 231,0359 1554 4030 92 Urânio U 238,0289 1132,4 3818 93 Neptúnio Np 237,0482 640 3902 94 Plutônio Pu 244,0642 641 3327 95 Amerício Am 243,0614 994 2607 96 Cúrio Cm 247,0703 1340 3110 97 Berquélio Bk 247,0703 986 98 Califórnio Cf 251,0796 900 99 Einstênio Es 252,0829 860

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100 Férmio Fm 257,0951 1527 101 Mendelévio Md 258,0986 102 Nobélio No 259,1009 103 Laurêncio Lr 260,1053 104 Rutherfórdio Rf 261,1087 105 Dúbnio Db 262,1138 106 Seabórgio Sg 263,1182 107 Bório Bh 262,1229 108 Hássio Hs 265 109 Meitnerio Mt 266 110 Darmstádio Ds 269 111 Roentgênio Rg 272 112 Unúnbio Uub 277 113 Ununtrio Uut114 Ununquádio Uuq115 Ununpentio Uup116 Ununhexio Uuh117 Ununséptio Uus118 Ununóctio Uuo

2.5 Compostos

Um composto químico é uma substância química constituída por moléculas ou cristais de dois ou mais átomos ou íons ligados entre si numa proporção fixa e definida, isto é, as proporções entre elementos de uma substância não podem ser alterados por processos físicos. Por exemplo, a água é um composto formado por hidrogênio e oxigênio na proporção de dois para um.

Em geral, esta razão fixa deve-se a uma propriedade física (formada por moléculas com ligações químicas estáveis) e não a uma seleção humana arbitrária. Por este motivo o bronze ou o chocolate são misturas ou ligas metálicas e não compostos.

Os compostos são identificados através de representações gráficas denominadas fórmulas químicas. As formulas descrevem a proporção dos átomos de cada elemento na formação da molécula ou, do conjunto iônico, da substância. Por exemplo, a formula H2O (água) indica que a molécula desta substância é constituida de dois átomos de

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hidrogênio para cada átomo de oxigênio, e a formula do sal de cozinha (NaCl) indica que na sua estrutura cristalina existe uma proporção fixa de um íon de sódio para cada um íon de cloro.

Os elementos de um composto não podem ser divididos ou separados por métodos de separação físicos (decantação, filtração, destilação, etc.), somente mediante reações químicas.

Todos os compostos poderão ser quebrados em compostos menores ou em átomos individuais quando convenientemente aquecidos. Esta temperatura, diferente para cada composto, é denominada temperatura de decomposição.

Tipos de compostos, dependendo se apresentam ou não o carbono como elemento químico principal:

Compostos inorgânicos ou minerais Compostos orgânicos

Tipos de compostos, dependendo das ligações que os átomos efetuam:

Compostos iônicos Compostos moleculares

Existem três tipos de ligações químicas: covalentes, iônicas e metálicas.

2.6 Moléculas

Uma molécula é um conjunto eletricamente neutro de dois ou mais átomos unidos por pares compartilhados de elétrons (ligações covalentes) que se comportam como uma única partícula. Uma substância que apresente somente ligações covalentes e seja formada por moléculas discretas é chamada de substância molecular cuja ligação suficientemente forte caracteriza como uma identidade estável (Água: H2O, Metano: CH4, Sacarose: C12H22O11, Hidrogênio: H2).

Um antigo conceito diz que a molécula é a menor parte de uma substância que mantém suas características de composição e propriedades químicas, entretanto tem-se conhecimento atualmente que as propriedades químicas de uma substância não são determinadas por uma molécula isolada, mas por um conjunto mínimo destas.

Muitas substâncias familiares são feitas de moléculas (por exemplo açúcar, água, e a maioria dos gases) enquanto muitas outras substâncias igualmente familiares não são moleculares em sua estrutura (por exemplo sais, metais, e os gases nobres).

Quando iniciou-se o estudo e formulação da teoria atômica, era dado o nome de átomo a qualquer entidade química que poderia ser considerada fundamental e indivisível. As observações no comportamento dos gases levaram ao conceito de átomo como

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unidade básica da matéria e relacionada ao elemento químico, desta forma, houve uma distinção da molécula como "porção fundamental de todo composto", obtida pela união de vários átomos por ligações de natureza diferente.

Basicamente, o átomo abriga em seu núcleo partículas elementares de carga elétrica positiva (prótons) e neutra (nêutrons), este núcleo atômico é rodeado por uma nuvem de elétrons em movimento contínuo (eletrosfera). A maioria dos elementos não são estáveis, por isso, quando dois átomos se aproximam, há uma interação das núvens eletrônicas entre si. Esta interação se dá também com os núcleos dos respectivos átomo, isto acaba por torná-los estáveis. Os átomos se ligam e formam agregados de moléculas.

A natureza das moléculas determina as propriedades químicas das substâncias, se caracterizam pela natureza dos átomos que as integram, pela relação de proporção entre esses átomos e pelo seu arranjo dentro de si.

Uma ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), forma uma molécula de água; dois átomos de cada um desses mesmos elementos produz peróxido de hidrogênio (H2O2), vulgarmente chamado de água oxigenada, cujas propriedades são diferentes da água.

Os átomos também se ligam em proporções idênticas, mas podem formar isômeros, que são moléculas diferentes. No álcool etílico (CH3CH2OH) e o éter metílico (CH3OCH3), é a diferença de arrumação dos átomos que estabelece ligações diferentes dentro da molécula.

A distribuição espacial dos átomos que formam uma molécula depende das propriedades químicas e do tamanho destes. Quando muito eletronegativos os átomos formam ligações classificadas como covalentes, pois apresentam aspecto equilibrado e simétrico.

No caso das substâncias iônicas, é nítida a diferença no que se refere à força de atração entre os elétrons, estes se deslocam de um átomo para outro. No caso do sal de cozinha, (cloreto de sódio - NaCl), no estado sólido, consiste de íons positivos de sódio e íons negativos de cloro. As forças elétricas existentes entre esses íons formam os seus cristais.

2.7 Íons

Um íon é uma espécie química eletricamente carregada, geralmente um átomo ou molécula que perdeu ou ganhou elétrons. Íons carregados negativamente são conhecidos como ânions, ou aniões (que são atraídos para ânodos), enquanto íons

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carregados positivamente são conhecidos como cátions, ou catiões (que são atraídos por cátodos).

Na química, um íon é uma molécula ou átomo que ganhou ou perdeu elétrons num processo conhecido como ionização.

Os íons foram pela primeira vez teorizados por Michael Faraday por volta de 1830, para descrever as porções de moléculas que viajavam, quer na direção do ânodo, quer na direção do cátodo. No entanto, o mecanismo através do qual o fenômeno se processa só foi descrito em 1884 por Svante August Arrhenius na sua tese de doutoramento na Universidade de Uppsala. A teoria de Arrhenius a princípio não foi aceita (ele conseguiu o doutoramento com a nota mais baixa possível), mas acabou por ganhar o Prêmio Nobel de Química em 1903 pela mesma dissertação.

2.8 Energia química

Energia química é a energia potencial das ligações químicas entre os átomos. Sua liberação é percebida mais claramente, por exemplo, numa combustão. A energia química é liberada ou absorvida em qualquer reação química.

C(s) + O2(g) → CO2(g) + Q

2.9 Reações químicas

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando

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em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.

Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. De fato, essas leis, no modelo atômico de Dalton, se justificariam pelas leis de conservação acima explicitadas e pelo fato de os átomos apresentarem valências bem definidas. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria.

Deve-se salientar que uma ligação química ocorre devido a interações entre as núvens eletrônicas dos átomos, e que então reação química apenas envolve mudanças nas eletrosferas. No caso de ocorrer mudanças nos núcleos atômicos teremos uma reação nuclear. Ao passo que nas reações químicas a quantidade e os tipos de átomos sejam os mesmos nos reagentes e produtos, na reação nuclear, as partículas subatômicas são liberadas, o que causa redução de sua massa, sendo este um fato relacionado à existência de elementos isóbaros, isótonos e isótopos entre si.

Um exemplo de uma reação química é (ambos os regentes em solução aquosa):

Na2SiO3(aq) + NiCl2(aq) → 2NaCl(aq) + NiSiO3(s)

Nesta reação química, ao passo que o NaCl permanece em solução, formou-se uma ligação entre os ions Ni2+

(aq) e os ions SiO3

2-(aq) o que resultou em um produto sólido de cor verde

(Silicato de Niquel, NiSiO3(s)), pode-se então dizer que houve uma reação química.

Tipos de reações químicas

Tradicionalmente, as reações químicas podem ser classificadas de acordo com o número de reagentes e produtos em cada lado da equação química que representa a reação:

reações de síntese, composição ou adição:

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

reações de análise ou decomposição:

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

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reações de simples troca ou deslocamento:

2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g)

reações de dupla troca:

NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)

Outra classificação categoriza as reações em dois tipos:

reações de oxirredução ou reações redox:

2Mg0 + O20 → 2 Mg2+ O2-

as demais reações,

Algumas reações de síntese, algumas de análise, todas de simples troca e nenhuma de dupla troca são reações de oxirredução.

Um tipo de reação que não encontra paralelo nas classificações acima é a chamada reação de isomerização.

Ainda existem uma série de reações que são estudadas em Química Orgânica, ou seja, sub-classes de reações, tais como : Reações de Halogenação, Reações de Hidrogenação, Reações de Substituição Nucleofílica, etc.

2.10 Leis da química

As reações químicas são governadas por certas leis, as quais trazem conceitos fundamentais em química. Algumas delas são:

Lei da conservação das massas, que de acordo com alguns físicos modernos considera que a energia é conservada, e que massa e energia são relacionadas; um conceito que se torna importante em química e física nuclear.

Lei da conservação da energia que conduz aos importantes conceitos de equilíbrio, termodinâmica, e cinética.

Lei de Proust ou "lei das proporções constantes", embora em muitos sistemas (notavelmente macromoléculas bioquímicas e minerais) as variedades possíveis tendem a requerer vastos números, e são freqüentemente representados como frações.

Lei das proporções múltiplas Lei de Hess Lei de Beer-Lambert Lei da difusão de Fick Lei de Raoult Lei de Henry

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Lei de Boyle (1662, relacionando pressão e volume) Lei de Charles (1787, relacionando volume e temperatura) Lei de Gay-Lussac (1809, relacionando pressão e temperatura) Lei de Avogadro

2.11 Ligações químicas

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.

Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc.

As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.

Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água). Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.

2.12 Áreas de estudo e algumas de suas subdivisões

A divisão da química pode ser feita de diversas maneiras.

Por exemplo, a IUPAC divide a química em:

Química física e biofísica Química inorgânica Química orgânica e química biométrica Polímeros Química analítica

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Química e meio ambiente Química e saúde humana Nomenclatura química e representação estrutural

Mais tradicionalmente, a química pode, também, ser dividida em diversas modalidades:

Química orgânica

É a ciência da estrutura, das propriedades, da composição e das reações químicas dos compostos orgânicos que, em principio, são os compostos cujo elemento principal é o carbono. O limite entre a química orgânica e a química inorgânica, que segue, não é sempre nítido; por exemplo, o óxido de carbono (CO) e o anidrido carbônico (CO2) não fazem parte da química orgânica.

Química inorgânica

É o ramo da química que trata das propriedades e das reações dos compostos inorgânicos. Neste é incluída a geoquímica

Físico-Química ou Química Física

É o estudo dos fundamentos físicos dos sistemas químicos e dos processos físicos. Em particular, a descrição energética das diversas transformações faz, por exemplo, parte deste ramo da química. Nela encontram-se disciplinas importantes como a termodinâmica química e a termoquímica, a cinética química, a mecânica estatística, a espectroscopia e a eletroquímica.

Bioquímica

É o estudo dos compostos químicos, das reações químicas e das interações químicas que nos acontecem organismos vivos.

Química analítica

É o estudo de amostras de material para conhecer a sua composição química e sua estrutura.

Química nuclear

É o estudo dos fenômenos materiais e energéticos que aparecem no nível do núcleo dos átomos.

Química dos polímeros

Alguns elementos como o carbono e o silício têm a propriedade de poder formar cadeias repetindo numerosas vezes a mesma estrutura. Estas macromoléculas tem propriedades químicas e físicas exploradas pela indústria.

Literatura em Química

Além dos livros didáticos ou específicos sobre tópicos da Química no mundo, são publicados diariamente centenas de artigos técnicos e científicos. Há milhares de jornais e revistas periódicas de Química. A principal fonte de referência para uma pesquisa bibliográfica sobre os assuntos tratados na área química é o Chemical

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Abstracts, publicado pela American Chemical Society, o qual contém resumos dos principais artigos publicados mundialmente.

Capítulo 3Estructura dos átomos

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O átomo é a menor partícula que ainda caracteriza um elemento químico. Ele apresenta um núcleo com carga positiva (Z é a quantidade de prótons e "e" a carga elementar) que apresenta quase toda sua massa (mais que 99,9%) e Z elétrons determinando o seu tamanho.

Até fins do século XIX, era considerado a menor porção em que se poderia dividir a matéria. Mas nas duas últimas décadas daquele século, as descobertas do próton e do elétron revelaram o equívoco dessa idéia. Posteriormente, o reconhecimento do nêutron e de outras partículas subatômicas reforçou a necessidade de revisão do conceito de átomo.

3.1 Evolução Histórica da Idéia de Átomo

Os atomistas na antiga Grécia

Por volta de 400 a.C. os gregos propuseram as primeiras idéias a respeito da constituição da matéria. Demócrito (460 a.C.-370 a.C.) admitiu que qualquer tipo de matéria seria formado por pequenas partículas. As partículas às quais Demócrito se referia receberam o nome de átomo (do grego átomo = indivisível). Várias considerações foram feitas a respeito dos átomos, formulando-se assim uma teoria que pretendia explicar o que era observado apoiada apenas em especulações. De acordo

com essas preposições, os átomos de Demócrito deveriam atender às seguintes condições:

Os átomos constituíram toda e qualquer matéria; Os átomos seriam qualitativamente iguais, diferindo,

apenas, na forma, no tamanho e na massa.

Para Demócrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos diferentes tipos de átomos, que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores, gerando diferentes corpos, com características próprias. Os fundamentos de Demócrito para os átomos foram tomando corpo com o passar do tempo. Epicuro (241 a.C. - 270 a.C.)

complementou suas idéias ao sugerir que haveria um limite para o tamanho dos átomos, justificando assim a razão de serem invisíveis.

Acreditava-se que a matéria seria constituída de elementos da natureza como fogo, água, terra e ar, que misturados em diferentes proporções resultariam em propriedades físico-químicas diferentes.

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Leucipo e Demócrito imaginaram que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, mas partindo-a várias vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena: uma esfera indivisível, impenetrável e invisível. Com a ajuda de Lucrécio, a idéia dos filósofos teve rápida propagação.

Naquele tempo (430 a.C.), caminhando pelas areias próximas ao mar Egeu, o filósofo grego Leucipo disse a seu discípulo Demócrito: "Esta areia, vista de longe, parece ser um material contínuo, mas de perto é formada de grãos, sendo um material descontínuo. Assim ocorre com todos os materiais do Universo". "Mas, mestre", interrompeu Demócrito, "como posso acreditar nisso se a água que vemos aqui aparenta continuidade tanto de longe como de perto?"

Respondeu-lhe Leucipo: "Muitos vêem e não enxergam; use os 'olhos da mente', pois estes nunca o deixaram na escuridão do conhecimento. Em verdade, em verdade lhe digo: todos os materiais são feitos de partículas com espaços vazios ou vácuo entre elas. Essas partículas são tão pequenas que mesmo de perto não podem ser vistas. Muitos séculos passarão até que essa verdade seja aceita. Chegará o dia em que essas partículas serão até 'vistas' pelo homem. Ide e ensinai a todos e aqueles que nela acreditarem encontrarão respostas para as suas perguntas sobre o Universo."

O modelo atômico de Dalton

O cientista inglês John Dalton, em 1807, criou um modelo que retomava o antigo conceito dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser explicadas pelo arranjo de átomos.

Dalton concebeu a existência de átomos com propriedades diferentes. E, dessa forma, definiu elemento químico. Os átomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma constituem um elemento químico.

Dalton formalizou seu modelo nos seguintes postulados:

Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a constituem; são indivisíveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenômenos químicos.

Átomos de elementos químicos diferentes têm massas diferentes e se comportam desigualmente em transformações químicas.

Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam igualmente em transformações químicas.

As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos de uma substância que estão combinados de um certo modo,

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separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira, formando outras substâncias.

Cinco pontos principais de Dalton's Atomic Theory

1. Elementos são feitas de partículas minúsculas chamados átomos.

2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos.

3. Os átomos de um dado elemento são diferentes das de qualquer outro elemento; os átomos de diferentes elementos podem ser distinguidos uns dos outros por seus respectivos pesos relativos.

4. Átomos de um elemento pode combinar com átomos de outros elementos para formar compostos; um determinado composto tem sempre a mesma relação do número de tipos de átomos.

5. Átomos não podem ser criados, divididos em pequenas partículas, nem destruídos no processo químico; uma reação química simplesmente muda a forma como átomos são agrupados.

Dalton propôs mais uma "regra da maior simplicidade", que criaram controvérsia, uma vez que não pôde ser confirmado independentemente.

Quando átomos combinam em um único ratio ", que deve ser .. presume ser um binário um, a menos que alguns parecem causar ao contrário" Isso foi apenas uma suposição, derivados de fé na simplicidade da natureza. Nenhuma evidência foi, em seguida, à disposição dos cientistas para deduzir quantos átomos de cada elemento combinam para formar compostos moléculas. Mas este ou algum outro tal regra era absolutamente necessária para qualquer incipiente teoria, uma vez que um precisava de um assumiu a fórmula molecular, a fim de calcular relativa pesos atômicos. Em qualquer caso, Dalton da "regra da maior simplicidade" causou-lhe supor que a fórmula de água foi OH e amoníaco foi NH, muito diferente da nossa compreensão moderna.

Apesar da incerteza no coração de Dalton da teoria atómica, os princípios da teoria sobreviveu. Para ter a certeza, a convicção de que átomos não podem ser subdivididos, criados ou destruídos em pequenas partículas quando são combinadas, separados, ou reorganizadas em reacções químicas é incompatível com a existência de fusão e cisão nuclear, mas tais processos são reações nucleares e não reações químicas.

Além disso, a ideia de que todos os átomos de um dado elemento são idênticos em suas propriedades físicas e químicas não é exactamente verdade, como sabemos agora que os diferentes isótopos de um elemento tem um pouco diferentes pesos. No entanto, Dalton tinha criado uma teoria do imenso poder e importância. na verdade, Dalton da inovação foi totalmente tão importante para o futuro da ciência como Antoine Lavoisier Laurent's à base de oxigénio químico.

O modelo atômico de Thomson

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Entre 1813 e 1834, um cientista chamado Michael Faraday estudou a relação entre as quantidades de materiais em transformações químicas e de eletricidade necessária para realizar essas transformações. Esses estudos evoluíram até que, em 1891, a unidade mais simples de eletricidade foi determinada e denominada elétron.

A descoberta de partículas com carga elétrica fez com que o modelo atômico de Dalton ficasse superado. Em 1897, Thomson idealizou um experimento para medir a carga elétrica do elétron. Com base em seu experimento, e considerando o átomo eletricamente neutro (com quantidades iguais de partículas positivas e negativas), ele

representou o átomo como uma esfera uniforme, de carga positiva, incrustada de elétrons (partículas negativas). Daí vem o nome do modelo:"pudim de passas".

O modelo atômico de Thompson é uma teoria sobre a estrutura atômica proposta por Joseph John Thomson, descobridor do elétron e da relaçāo entre a carga e a massa do elétron, antes do descobrimento do próton ou do neutron. Neste modelo, o átomo é composto de elétrons embebidos numa sopa de carga positiva, como as passas num pudim. Acreditava-se que os elétrons distribuiam-se uniformemente no átomo. Em outras oportunidades, postulava-se que no lugar de uma sopa de carga positiva seria uma núvem de carga positiva.

O modelo de Thompson foi superado após a experiência de Rutherford, quando foi descoberto o núcleo do átomo, originando um novo modelo, o modelo atômico de Rutherford.

O modelo atômico de Rutherford

Em 1908, realizando experiências de bombardeio de lâminas de ouro com partículas alfa (partículas de carga positiva, liberadas por elementos radioativos), Rutherford fez uma importante constatação: a grande maioria das partículas atravessava diretamente a lâmina, algumas sofriam pequenos desvios e outras, em número muito pequeno (uma em cem mil), sofriam grandes desvios em sentido contrário.

A partir dessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões:

No átomo existem grandes espaços vazios; a maioria das partículas o atravessava sem sofrer nenhum desvio.

No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso; algumas partículas alfa colidiam com esse núcleo e voltavam, sem atravessar a lâmina.

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O núcleo tem carga elétrica positiva; as partículas alfa que passavam perto dele eram repelidas e, por isso, sofriam desvio em sua trajetória.

Pelo modelo atômico de Rutherford, o átomo é constituído por um núcleo central, dotado de cargas elétricas positivas (prótons), envolvido por uma nuvem de cargas elétricas negativas (elétrons).

Rutherford demonstrou, ainda, que praticamente toda a massa do átomo fica concentrada na pequena região do núcleo.

Dois anos depois de Rutherford ter criado o seu modelo, o cientista dinamarquês Niels Bohr o completou, criando o que hoje é chamado modelo planetário. Para Bohr, os elétrons giravam em órbitas circulares, ao redor do núcleo. Depois desses, novos estudos foram feitos e novos modelos atômicos foram criados. O modelo que representa o átomo como tendo uma parte central chamado núcleo, contendo prótons e nêutrons, serve para explicar um grande número de observações sobre os materiais.

O modelo atômico de Niels Bohr e a mecânica quântica

O modelo planetário de Niels Bohr foi um grande avanço para a comunidade científica, provando que o átomo não era maciço. Segundo a Teoria Eletromagnética, toda carga elétrica em movimento em torno de outra, perde energia em forma de ondas eletromagnéticas. E justamente por isso tal modelo gerou certo desconforto, pois os elétrons perderiam energia em forma de ondas eletromagnéticas, confinando-se no núcleo, tornando a matéria algo instável.

Bohr, que trabalhava com Rutherford, propôs o seguinte modelo: o núcleo contendo os prótons e nêutrons e definiu as órbitas estacionárias, onde o elétron orbitaria o núcleo, sem que perdesse energia. Entre duas órbitas, temos as zonas proibidas de energia, pois só é permitido que o elétron

esteja em uma das órbitas. Ao receber um quantum, o elétron salta de órbita, não num movimento contínuo, passando pela área entre as órbitas (daí o nome zona proibida), mas simplesmente desaparecendo de uma órbita e reaparecendo com a quantidade exata de energia. Se um pacote com energia insuficiente para mandar o elétron para órbitas superiores encontrar o elétron, nada ocorre. Mas se um fóton com a energia exata para que o elétron salte para órbitas superiores, ele certamente o fará, depois, devolvendo a energia absorvida em forma de ondas eletromagnéticas.

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Em 1913, Bohr , estudando o átomo de hidrogênio, conseguiu formular um novo modelo atômico. Bohr concluiu que o eletrón do átomo não emitia radiações enquanto permanecesse na mesma órbita, emitindo-as apenas quando se desloca de um nível de maior energia (órbita mais distante do núcleo, onde a sua - do elétron - energia cinética tende a diminuir enquanto que sua energia potencial tende a aumentar; mas, sua energia total aumenta) para outro de menor energia (órbita menos distante, onde sua energia cinemática tende a aumentar e sua energia potencial tende a diminuir; mas, sua energia total diminui).

A teoria quântica permitiu-lhe formular essa concepção de modo mais preciso: as órbitas não se localizariam a quaisquer distâncias do núcleo, pelo contrário, apenas algumas órbitas seriam possíveis, cada uma delas correspondendo a um nível bem definido de energia do eletrón. A transição de uma órbita para a outra seria feita por saltos pois, ao absorver energia, o eletrón saltaria para uma órbita mais externa(conceito quantum) e, ao emiti-la, passaria para outra mais interna (conceito fóton). Cada uma dessas emissões aparece no espectro como uma linha luminosa bem localizada.

A teoria de Bohr, que foi sucessivamente enriquecida, representou um passo decisivo no conhecimento do átomo. Assim, a teoria de Bohr permitiu a elaboração da mecânica quântica partindo de uma sólida base experimental. A publicação da teoria sobre a constituição do átomo teve uma enorme repercussão no mundo científico. Com apenas 28 anos de idade, Bohr era um físico famoso com uma brilhante carreira. De 1914 a 1916 foi professor de Física Teórica na Universidade de Victoria, em Manchester. Mais tarde, voltou para Copenhaga, onde foi nomeado director do Instituto de Física Teórica em 1920. Em 1922, a sua contribuição foi internacionalmente reconhecida quando recebeu o Prémio Nobel da Física. No mesmo ano, Bohr escreveu o livro “The Theory of Spectra and Atomic Constitution”, cuja segunda edição foi publicada em 1924.

3.2 Teoría de Planck

Em 1900 Planck explicou as propriedades da distribuição de energia nos espectros dos corpos incandescentes, supondo que a energia não é emitida pelos átomos destes corpos de maneira contínua, senão que se emite em forma de pequeñísimas porções separadas e indivisibles telefonemas quantos, cuja energia depende da frequência da luz emitida, isto é:

E=h.ν

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onde:

E = energia do fóton, denominada quantum; h = constante de Planck; ν = frequência da radiação. Letra do alfabeto grego, que tem som de "ni".

A constante de Planck, representada por h, é uma das constantes fundamentais da Física, usada para descrever o tamanho dos quanta. Tem um papel fundamental na teoria de Mecânica Quântica, aparecendo sempre que fenômenos em que a mecânica quântica se torna influente são estudados. Tem o seu nome em homenagem a Max Planck, um dos fundadores da Teoria Quântica. Seu valor é de aproximadamente:

h = 6,625.10-34 J.s

A equação de Planck expressa uma das mais importantes leis da natureza, e a constante de Planck, ao igual que a velocidade da luz e a carga do electrón, são constantes fundamentais.

A freqüência da onda é proporcional à magnitude da energia da partícula. Como os fótons são emitidos e absorvidos por partículas, eles atuam como transportadores de energia.

Se um fóton for absorvido por um átomo, ele excita um elétron, elevando-o a um alto nível de energia. Se o nível de energia é suficiente, ele pula para outro nível maior de energia, ele pode escapar da atração do núcleo e ser liberado em um processo conhecido como fotoionização. Um elétron que descer ao nível de energia menor emite um fóton de luz igual a diferença de energia, como os níveis de energia em um átomo são discretos, cada elemento tem suas próprias características de emissão e absorção.

3.3 Dualidade onda-partícula

As ondas eletromagnéticas são uma combinação de um campo elétrico e de um campo magnético que se propagam através do espaço transportando energia. A luz visível é cobre apenas uma pequena parte do espectro de radiação eletromagnética possível. O conceito de ondas eletromagnéticas foi postulado por James Clerk Maxwell e confirmado experimentalmente por Heinrich Hertz. Uma de suas principais aplicações é a radiotransmissão.

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Radiação eletromagnética

A radiação eletromagnética são ondas que se auto-propagam pelo espaço, as quais podem ser percebidas pelo olho humano como luz. A radiação eletromagnética compõe-se de um campo elétrico e um magnético, que oscilam perpendicularmente um ao outro e à direção da propagação de energia. A radiação eletromagnética é classificada de acordo com a freqüência da onda, que em ordem crescente da duração da onda são: ondas de rádios, microondas, radiação terahertz (Raios T), radiação infravermelha, luz visível, radiação ultravioleta, Raios-X e Radiação Gama.

Ondas Eletromagnéticas

As ondas eletromagnéticas primeiramente foram “vistas” por James Clerk Maxwell e depois confirmadas por Heinrich Hertz. Maxwell notou as ondas a partir equações de eletricidade e magnetismo, revelando sua natureza e sua simetria. Como a equação da velocidade da radiação eletromagnética combinava com a equação da velocidade da luz, Maxwell concluiu que a luz em si é uma onda eletromagnética.

De acordo com as equações de Maxwell, a variação de um campo elétrico gera um campo magnético e vice-versa. Então, como uma oscilação no campo elétrico gera uma oscilação no campo magnético, o campo magnético também gera uma oscilação no campo elétrico, essa forma de oscilação de campos gera a onda eletromagnética.

Propriedades

Os campos elétrico e magnético obedecem aos princípios da superposição, sendo assim, seus vetores se cruzam e criam os fenômenos da refração e da difração. Uma onda eletromagnética pode interagir com a matéria e, em particular, perturbar átomos e moléculas que as absorvem, podendo os mesmos emitir ondas em outra parte do espectro. Também, como qualquer fenômeno ondulatório, as ondas eletromagnéticas podem interferir entre si. Sendo a luz uma oscilação, ela não é afetada pela estática elétrica ou campos magnéticos de uma outra onda eletromagnética no vácuo.

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Em um meio não linear como um cristal, por exemplo, interferências podem acontecer e causar o efeito Faraday, em que a onda pode ser dividida em duas partes com velocidades diferentes.

Na refração, uma onda transitando de um meio para outro de densidade diferente, tem alteradas sua velocidade e direção (caso essa não seja perpendicular à superfície) ao entrar no novo meio. A relação entre os índices de refração dos dois meios determina a escala de refração medida pela lei de Snell (n1.sen i = n2.sen r , i = incidência, r = refração).

A luz se dispersa em um espectro visível porque a luz é refletida por um prisma por causa da refração. As características das ondas eletromagnéticas demonstram as propriedades de partículas e da onda ao mesmo tempo, e se destacam mais quando a onda é mais prolongada.

3.4 Principio da incerteza de Heisenberg

O princípio da incerteza de Heisenberg consiste num enunciado da mecânica quântica, formulado inicialmente em 1927 por Werner Heisenberg, impondo restrições à precisão com que se podem efetuar medidas simultâneas de uma classe de pares de observáveis.

Pode-se exprimir o princípio da incerteza nos seguintes termos:

O produto da incerteza associada ao valor de uma coordenada xi e a incerteza associada ao seu correspondente momento linear pi não pode ser inferior, em

grandeza, à constante de Planck normalizada.

Em termos matemáticos, exprime-se assim:

Δxi . Δxp ≥ ћ/2

Onde ћ é a Constante de Planck (h) dividida por 2π.

A explicação disso é fácil de se entender, e fala mesmo em favor da intuição, embora o raciocínio clássico e os aspectos formais da análise matemática tenham levado os cientistas a pensarem diferentemente por muito tempo.

Quando se quer encontrar a posição de um elétron, por exemplo, é necessário fazê-lo interagir com algum instrumento de medida, direta ou indiretamente. Por exemplo, faz-se incidir sobre ele algum tipo de radiação. Tanto faz aqui que se considere a radiação

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do modo clássico - constituída por ondas eletromagnéticas - ou do modo quântico - constituída por fótons. Se se quer determinar a posição do elétron, é necessário que a radiação tenha comprimento de onda da ordem da incerteza com que se quer determinar a posição.

Neste caso, quanto menor for o comprimento de onda (maior freqüência) maior é a precisão. Contudo, maior será a energia cedida pela radiação (onda ou fóton) em virtude da relação de Planck entre energia e freqüência da radiação (E = h.v) e o elétron sofrerá um recuo tanto maior quanto maior for essa energia, em virtude do efeito Compton. Como conseqüência, a velocidade sofrerá uma alteração não de todo previsível, ao contrário do que afirmaria a mecânica clássica.

Argumentos análogos poderiam ser usados para se demonstrar que ao se medir a velocidade com precisão, alterar-se-ia a posição de modo não totalmente previsível.

Resumidamente, pode-se dizer que tudo se passa de forma que quanto mais precisamente se medir uma grandeza, forçosamente mais será imprecisa a medida da grandeza correspondente, chamada de canonicamente conjugada.

Algumas pessoas consideram mais fácil o entendimento através da analogia. Para se descobrir a posição de uma bola de plástico dentro de um quarto escuro, podemos emitir algum tipo de radiação e deduzir a posição da bola através das ondas que "batem" na bola e voltam. Se quisermos calcular a velocidade de um automóvel, podemos fazer com que ele atravesse dois feixes de luz, e calcular o tempo que ele levou entre um feixe e outro. Nem radiação nem a luz conseguem interferir de modo significativo na posição da bola, nem alterar a velocidade do automóvel. Mas podem interferir muito tanto na posição quanto na velocidade de um elétron, pois aí a diferença de tamanho entre o fóton de luz e o elétron é pequena. Seria, mais ou menos, como fazer o automóvel ter de atravessar dois troncos de árvores (o que certamente alteraria sua velocidade), ou jogar água dentro do quarto escuro, para deduzir a localização da bola através das pequenas ondas que baterão no objeto e voltarão; mas a água pode empurrar a bola mais para a frente, alterando sua posição.

Natureza da medida em mecânica quântica

Como se pode depreender da argumentação acima exposta, a natureza de uma medida sofre sérias reformulações no contexto da mecânica quântica. De fato, na mecânica quântica uma propriedade leva o nome de observável, pois não existem propriedades inobserváveis nesse contexto. Para a determinação de um observável, é necessário que se tenha uma preparação conveniente do aparato de medida, a fim de que se possa obter uma coleção de valores do ensemble de entes do sistema. Se não puder montar, ao menos teoricamente (em um Gedankenexperiment) uma preparação que possa medir tal grandeza (observável), então é impossível determiná-la naquelas condições do experimento.

Uma comparação tornará mais clara essa noção. No experimento de difração da dupla fenda, um feixe de elétrons atravessando uma fenda colimadora atinge mais adiante duas outras fendas paralelas traçadas numa parede opaca.

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Do lado oposto da parede opaca, a luz, atravessando as fendas simultaneamente, atinge um anteparo. Se se puser sobre este um filme fotográfico, obtém-se pela revelação do filme um padrão de interferência de zonas claras e escuras. Esse resultado indica uma natureza ondulatória dos elétrons, resultado esse que motivou o desenvolvimento da mecânica quântica.

Entretanto, pode-se objetar e afirmar-se que a natureza dos elétrons seja corpuscular, ou seja, composta de fótons. Pode-se então perguntar por qual fenda o elétron atravessou para alcançar o anteparo. Para determinar isso, pode-se pôr, junto de cada fenda, uma pequena fonte luminosa que, ao menos em princípio, pode indicar a passagem dos elétrons por tal ou qual fenda. Entretanto, ao fazê-lo, o resultado do experimento é radicalmente mudado. A figura de interferência, antes presente, agora dá lugar a uma distribuição gaussiana bimodal de somente duas zonas claras em meio a uma zona escura, e cujos máximos se situam em frente às fendas.

Isso acontece porque as naturezas ondulatória e corpuscular do elétron não podem ser simultaneamente determinadas. A tentativa de determinar uma inviabiliza a determinação da outra. Essa constatação da dupla natureza da matéria (e da luz) leva o nome de princípio da complementaridade.

Essa analogia serve para mostrar como o mundo microfísico tem aspectos que diferem significativamente do que indica o senso comum.

Para se entender perfeitamente o alcance e o real significado do princípio da incerteza, é necessário que se distingam três tipos reconhecidos de propriedades dinâmicas em mecânica quântica:

1. Propriedades compatíveis: são aquelas para as quais a medida simultânea e arbitrariamente precisa de seus valores não sofre nenhum tipo de restrição básica. Exemplo: a medição simultânea das coordenadas x, y e z de uma partícula. A medição simultânea dos momentos px,py e pz de uma partícula.

2. Propriedades mutuamente excludentes: são aquelas para as quais a medida simultânea é simplesmente impossível. Exemplo: se um elétron está numa posição xi, não pode estar simultaneamente na posição diferente x j.

3. Propriedades incompatíveis: são aquelas correspondentes a grandezas canonicamente conjugadas, ou seja, aquelas cujas medidas não podem ser simultaneamente medidas com precisão arbitrária. Em outras palavras, são grandezas cujas medidas simultâneas não podem ser levadas a cabo em um conjunto de subsistemas identicamente preparados (ensemble) para este fim, porque tal preparo não pode ser realizado. Exemplos: as coordenadas x, y e z e seus correspondentes momentos px,py e pz, respectivamente. As coordenadas angulares θi e os correspondentes momentos angulares Ji.

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3.5 Equação de Schrödinger

Em Física, a Equação de Schrödinger, proposta pelo físico austríaco Erwin Schrödinger em 1925, descreve a evolução temporal de sistemas fisicos sujeitos à Mecânica Quântica. Essa equação tem uma importância capital na Teoria da Mecânica Quântica, e seu papel é similar ao da segunda Lei de Newton na Mecânica Clássica.

Pela formulação matemática da mecânica quântica, todo sistema é associado a um espaço de Hilbert complexo, tal que cada estado instantâneo do sistema é descrito por um vetor unitário nesse espaço. Este vetor de estados guarda as probabilidades para os resultados de todas as possíveis

medições aplicadas ao sistema. Em geral, o estado de um sistema varia no tempo e o vetor de estados é uma função do tempo. A equação de Schrödinger mais simples é:

Ĥ Ψ = E Ψ

Onde Ĥ é o operador Hamiltoniano, Ψ é a função de onda e E a energia total do sistema.

3.6 Orbital atómico

Num átomo, os estados estacionários da função de onda de um elétron (funções próprias do Hamiltoniano (Ĥ) na equação de Schrödinger Ĥ Ψ = E Ψ, onde Ψ é a função de onda são denominados orbitais atômicos. Entretanto, os orbitais não representam a posição exata do elétron no espaço, que não pode ser determinada devido a sua natureza ondulatória; apenas delimitam uma região do espaço na qual a probabilidade de encontrar o elétron é elevada.

No caso do átomo de hidrogênio, pode-se resolver a equação anterior de forma exata, determinando que as funções de ondas estão determinadas pelos valores de quatro números quânticos: n , l, m e s.

De onde surgem os números quânticos?

Na teoria de Bohr era necessário postular a existência de números quânticos.

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Contudo, na mecânica quântica, estes números surgem naturalmente da solução matemática da equação de Schrödinger.

Os números quânticos descrevem as energias dos elétrons nos átomos e são de enorme relevância quando se trata de descrever a posição dos elétrons nos átomos.

Existem quatro números quânticos:

número quântico principal (n); número quântico de momento angular ou azimutal (l); número quântico magnético (m); número quântico de spin (s).

Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron.

Os primeiros três números quânticos são usados para descrever orbitais atômicos e a caracterização dos elétrons que neles se encontram. O quarto número quântico, número quântico de spin, é utilizado na descrição do comportamento específico de cada elétron. Assim, qualquer par de elétrons pode ter até três números quânticos iguais sendo que, neste caso, necessariamente, o quarto número quântico deverá ser diferente, ou seja, este par de elétrons estará ocupando o mesmo orbital sendo que os elétrons apresentam spins opostos.

3.5.1 Número quântico principal, n

O número quântico principal pode tomar como valor qualquer número inteiro positivo. Como o próprio nome o sugere, este número quântico é o mais importante, pois o seu valor define a energia do átomo de hidrogénio (ou de qualquer outro átomo monoelectrónico de carga nuclear Z) por meio da equação:

onde m e e são a massa e a carga do elétron, ε0 é a permissividade do vácuo, e h é a constante de Planck. Esta equação foi obtida como resultado da equação de Schrödinger e é igual a uma das equações obtidas por Bohr, utilizando os seus postulados incorrectos.

O valor do número quântico n (número quântico principal ou primário, que apresenta os valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 ou 7) define o tamanho do orbital. Quanto maior o número, maior o volume do orbital. Também é o número quântico que tem a maior influência na energia do orbital.

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Os elétrons, numa região em torno do núcleo de um átomo, orbitam em espaços com quantidades de energia características denominadas níveis eletrônicos, camadas eletrônicas ou camadas de electrões. Uma camada eletrônica é constituida por um grupo de orbitais atômicos com o mesmo valor de número quântico principal n.

Níveis eletrônicos de energia

A existência de camadas eletrônicas foi observada pela primeira vez experimentalmente nos estudos de absorção de raio-x de Charles Barkla e Henry Moseley. Barkla nomeou-os então com as letras K, L, M, etc. (A terminologia original era alfabética. K e L eram originalmente chamados B e A, mas foram renomeados posteriormente para deixar espaço para linhas escpectrais hipotéticas que nunca foram descobertas. O nome do nível K foi escolhido em homenagem a Lord Kelvin, o criador da escala Kelvin de temperatura).

Em 1913, Niels Bohr (1885-1962), fundamentado na teoria quântica da radiação formulada por Max Planck em 1900, propôs que os elétrons, em torno do núcleo atômico, giram em órbitas estacionárias denominadas de "níveis de energia", "camadas eletrônicas" (camadas de electrões). Nestes níveis energéticos os elétrons não emitem e não absorvem energia. Se receberem energia, na forma de luz ou calor, se afastam para níveis mais externos e, ao retornarem, emitem esta mesma quantidade de energia. Segundo a teoria quântica a energia envolvida na transição de um nível para outra é quantizada, ou seja, ocorre em "pacotes" inteiros, não divisíveis, denominados “quanta” (“quantum”, no singular ).

Para os átomos conhecidos atualmente, os elétrons ocupam 7 níveis de energia (camadas de elétrons), representados por letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q , e identificados através de "números quânticos", denominados "principais" ou "primários", que são, respectivamente: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7. A quantidade de elétrons que o átomo de número atômico 112 apresenta ocupando cada nível são, respectivamente: 2, 8, 18, 32, 32, 18 e 8. O átomo 118 possivelmente apresentará a mesma configuração eletrônica, apenas distribuindo 8 elétrons no nível Q.

Camada de valência

A camada de valência é a última camada do átomo ou o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de alguma ligação química.

3.5.2 Número quântico de momento angular, l

O número quântico de momento angular, ou azimutal, informa-nos sobre a forma das orbitais. Como o próprio nome indica, o valor de l define o momento angular do elétron, sendo que o aumento do seu valor implica o aumento correspondente do valor do

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momento angular. Deste modo, a energia cinética do elétron é associada ao movimento angular e está dependente da energia total do elétron, pelo que é natural que os valores permitidos de l estejam associados ao número quântico principal. Para um dado valor de n, l pode ter como valores possíveis os números inteiros de 0 a (n − 1).

O valor do número quântico l (número quântico secundário ou azimutal, que apresenta os valores 0,1,2,...,n-1) indica a forma do orbital e o seu momento angular. O momento angular é determinado pela equação:

A notação científica (procedente da espectroscopia) é a seguinte:

l = 0, orbitais s l = 1, orbitais p l = 2, obitais d l = 3, orbitais f l = 4, orbitais g.

Para os demais orbitais segue-se a ordem alfabética.

3.5.3 Número quântico magnético, m l

O número quântico magnético especifica a orientação permitida para uma nuvem eletrônica no espaço, sendo que o número de orientações permitidas está diretamente relacionado à forma da nuvem (designada pelo valor de l). Dessa forma, este número quântico pode assumir valores inteiros de - l, passando por zero, até + l.

- l, - l+1, ...0, l-1, l

O valor do m (número quântico terciário ou magnético, que pode assumir os valores (-l ...0...+ l) define a orientação espacial do orbital diante de um campo magnético externo. Para a projeção do momento angular diante de um campo externo, verifica-se através da equação:

3.5.4 Número quântico de spin, ms

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O número quântico de spin indica a orientação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.

O valor de s (número quântico quaternário ou spin) pode ser +1/2 ou -1/2. Denomina-se orbital espacial aquele sem o valor de s, e spinorbital aquele que apresenta o valor de s.

Pode-se decompor a função de onda empregando-se o sistema de coordenadas esféricas da seguinte forma:

Ψn, l, ml = Rn, l (r) Θl, ml (θ) Φml (φ)

Onde

Rn, l (r) representa a distância do elétron até o núcleo, e Θl, ml (θ) Φml (φ) a geometria do orbital.

Para a representação do orbital emprega-se a função quadrada, |Θ l, ml (θ)|2 |Φml (φ)|2, já que esta é proporcional à densidade de carga e, portanto, a densidade de probabilidade, isto é, o volume que encerra a maior parte da probabilidade de encontrar o elétron ou, se preferir, o volume ou a região do espaço na qual o elétron passa a maior parte do tempo.

A tabela a seguir resume os significados de cada número quântico e os valores que eles podem assumir.

Nome Símbolo Significado do orbital faixa de valores

número quântico principal camada

número quântico azimutal subnível

número quântico magnético

deslocamento de energia

número quântico de spin spin

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A tabela a seguir mostra a relação entre os números quânticos e os orbitais.

n l Orbital ml ms Número de Combinações

1 0 1s 0 +1/2, -1/2 2

2 0 2s 0 +1/2, -1/2 2

2 1 2p +1, 0, -1 +1/2, -1/2 6

3 0 3s 0 +1/2, -1/2 2

3 1 3p +1, 0, -1 +1/2, -1/2 6

3 2 3d +2, +1, 0, -1, -2 +1/2, -1/2 10

4 0 4s 0 +1/2, -1/2 2

4 1 4p +1, 0, -1 +1/2, -1/2 6

4 2 4d +2, +1, 0, -1, -2 +1/2, -1/2 10

4 3 4f +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 +1/2, -1/2 14

3.6 Representação espacial de orbitais

Como características especiais de um orbital atômico se distinguem o tamanho do orbital e a forma do mesmo.

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Orbital s

O orbital s tem simetria esférica ao redor do núcleo. Na figura seguinte, são mostradas duas alternativas de representar a nuvem eletrônica de um orbital s:

Na primeira, a probabilidade de encontrar o elétron (representada pela densidade de pontos) diminui à medida que nos afastamos do núcleo.

Na segunda, se apresenta o volume esférico no qual o elétron passa a maior parte do tempo.

Pela simplicidade, a segunda forma é mais utilizada.

Para valores de número quântico principal maiores que um, a função densidade eletrônica apresenta n-1 nós, nos quais a probabilidade tende a zero. Nestes casos, a probabilidade de encontrar o elétron se concentra a certa distância do núcleo.

Para l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação (ml = 0).

Orbital p

A forma geométrica dos orbitais p é a de duas esferas achatadas até o ponto de contato (núcleo atómico) e orientadas segundo os eixos de coordenadas. Em função dos valores que pode assumir o terceiro número quântico m ( -1, 0 e +1 ), obtém-se três orbitais p simétricos, orientados segundo os eixos x, z e y. De maneira análoga ao caso anterior, os orbitais p apresentam n-2 nós radiais na densidade eletrónica, de modo que, à medida que aumenta o valor do número quântico principal, a probabilidade de encontrar o elétrão afasta-se do núcleo atómico.

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Orbital d

Os orbitais d tem uma forma mais diversificada: quatro deles têm forma de 4 lóbulos de sinais alternados (dois planos nodais, em diferentes orientações espaciais), e o último é um duplo lóbulo rodeado por um anel (um duplo cone nodal). Seguindo a mesma tendência, apresentam n-3 nós radiais.

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3.7 Distribuição eletrônica

A distribuição eletrônica é a configuração eletrônica que tem o átomo nos diferentes estados energéticos determinados pelos orbitais que o mesmo possui. Mediante a configuração eletrônica representam-se os diferentes estados dos elétrons presentes no átomo. Existem três regras que se seguem para representar a configuração eletrônica:

• O princípio de Aufbau ou de construção. • O princípio de exclusão de Pauli. • A regra de Hund ou de máxima multiplicidade.

O princípio de Aufbau ou de construção.

Utiliza-se para deduzir as configuraciones electrónicas dos átomos multielectrónicos acrescentando protones e electrones um a um ao átomo de hidrogeno. O princípio estabelece que lousa electrones se situe sucessivamente nos orbitais não ocupados de menor energia disponível. Uma regra pratica que permite encontrar a ordem energético ascendente dos diferentes orbitais é a chamada regra das diagonales:

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1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

Princípio de exclusão de Pauli

O princípio de exclusão de Pauli é um princípio da mecânica quântica formulado por Wolfgang Pauli em 1925. Ele afirma que dois férmions idênticos não podem ocupar o mesmo estado quântico simultaneamente. Uma forma mais rigorosa de enunciar este princípio é dizer que a função de onda total de um sistema composto por dois fermions idênticos deve ser anti-simétrica. Para eletrons de um mesmo átomo, ele implica em que dois eletrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos, isto é, se n, l, e ml são os mesmos, ms têm que ser diferentes, e portanto os dois

eletrons têm spins opostos.

Isto equivale a afirmar que dois electrones podem ocupar o mesmo orbital, se seus espines são diferentes, ½ e -½.

Regra de Hund

A regra de Hund, como o próprio nome indica, foi formulada pela primeira vez, em 1927, pelo físico alemão Friedrich Hund que nasceu a 4 de Fevereiro de 1896, em Karlsruhe na Alemanha, e faleceu a 31 de Março de 1997, também em Karlsruhe. A Regra de Hund diz que:

Os elétrons são distribuídos isoladamente e com o mesmo spin. Os elétrons são emparelhados com spins contrários.

Ou seja,durante o preenchimento das orbitais de um mesmo nível energético, deve-se colocar em primeiro lugar em todas elas um só electrão, todos com o mesmo spin, antes de se proceder à lotação completa dessas orbitais. Os próximos electrões a serem colocados deverão apresentar spins antiparalelos em relação aos já presentes.

Exemplo, para o átomo de Fósforo 15P a distribuição eletrônica é:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Aplicando a regra de Hund a distribuição eletrônica é:

1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 3py

1 3pz1

Problemas resolvidos:

1. Representar a configuração electrónica dos átomos de Z=1 até Z=10. Dir que há de comum y diferente nesas configurações.

48

Resposta:

1H 1s1

2He 1s2

3Li 1s2 2s1

4Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

6C 1s2 2s2 2p2

7N 1s2 2s2 2p3

8O 1s2 2s2 2p4

9F 1s2 2s2 2p5

10Ne 1s2 2s2 2p6

Comum:

Os átomos de Z=1 e Z=2 têm um so niveis de energia (uma camada eletrônica)

Os átomos de Z=3 até Z=10 têm dois níveis de energia (duas camadas eletrônicas)

Diferente:

Os átomos têm diferentes Z e por tanto diferentes cantidade de electroes.

2. Representar a configuração electrónica dos átomos dos metais alcalinos. Dir que há de comum y diferente nesas configurações.

Resposta:

3Li 1s2 2s1

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s1

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1

87Fr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s1

49

Comum:

Os átomos têm um so eletron ne ultimo orbital.

Diferente:

Os átomos têm diferentes Z e por tanto diferentes cantidade de electroes e diferentes camadas eletrônicas. As camadas eletrônicas aumentan de uma en uma.

50

Capítulo 4

Tabela Periódica. Propriedades periódicas.

Os primeiros sistemas de classificação periódica dos elementos químicos basearam-se em relacionar as propriedades químicas, especialmente a valência com as massas atômicas.

O desenvolvimento do estudo da estrutura atômica mostrou que na tabela periódica os elementos estão situados em uma ordem determinada em correspondência à estrutura dos envoltórios eletrônicas de seus átomos. Na atualidade a lei periódica se enuncia da seguinte maneira: “As propriedades físicas e químicas dos elementos som função das configurações eletrônicas de seus átomos, as quais variam periodicamente ao aumentar o número atômico”.

Se proposto e utilizado distintos tipos de tabelas periódicas. Neste capítulo se estuda a tabela periódica de 18 colunas e a variação das propriedades periódicas.

4.1 Historia da Tabela Periódica

Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedes dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação. A primeira

51

classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.

As primeiras tentativas

A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química. Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos. Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas. Em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.

A segunda tentativa

Um segundo modelo foi sugerido em 1864 por John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society). Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas. A base teórica na

qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim por várias décadas. A organização da tabela

periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, por Dimitri Ivanovich

Mendeleiev.

A Tabela Periódica, segundo Mendeleyev

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834 – 1907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleyev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na

52

Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861. Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleyev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica. A vantagem da tabela periódica de Mendeleyev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.

A descoberta do número atômico

Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Moseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleiev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleiev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

As últimas modificações

A última maior troca na tabela, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídios. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem. O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 a 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.

53

54

Séries químicas da tabela periódica

Os colores mostram os tipos de elementos químicos segundo suas características.

Metais alcalinos

Metais alcalinos-terrosos

Lantanídeos Actinídeos Metais de transição

Metais representativos Metalóides Não-metais Halogênios Gases nobres

Na tabela se apresentam 18 grupos de elementos que se representam como de 1 a 18 ou como 1A, 2 A até 8 A e 1B até 8B(que tem três elementos).

A tabela tem períodos pequenos:

Período 1 (2 elementos H e He) Período 2 e 3 (com 8 elementos)

Períodos médios: 4 e 5 (com 18 elementos)

Períodos longos: 6 e 7(com 32 e não completo o ultimo).

Os metais (a maioria) se colocam antes da línea quebrada e após da línea os não metais.

Elementos Representativos:

Grupo IA até VII A, tem configuração eletrônica desde ns1 até np5, exemplo Z=33.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

Localização na Tabela Periódica:

ultimo nível de energia (4) indica o período: 4, quântidade de ê no ultimo nível é 5 (4s2 4p3), indica o grupo: 5A

O elemento é As.

Elementos de transição externa (d-elementos):

Grupo IB até VIIIB, tem configuração eletrônica (n-1)d1-10 ns2 , exemplo Z=26.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Localização na Tabela Periódica:

55

ultimo nível de energia (4) indica o período: 4, quântidade de ê nos dois ultimos subníveis é 8 (4s2 4d6), indica o grupo: 8B

O elemento é Fe.

Elementos de transição interna ou semelhantes:

São os que estão em filas na parte abaixo, os lantanoides e os actinoides, o ê diferenciante se encontra no subnivel f, tem configuração eletrônica (n-2)f (n-1)d1 ns2

4.2 Propriedades periódicas

As propriedades periódicas fundamentais dos elementos químicos são:

Relações de tamanho (rádio atômico e iônico) Energia ou potencial de ionização Afinidade eletrônica ou electroafinidade Electropositividade ou caráter metálico

Muitas das propriedades físicas e químicas dos elementos e seus compostos dependem destas propriedades, por isso a importância de seu conhecimento.

As causas do comportamento destas propriedades estão relacionadas com dois fatores:

Fator eletrônico que depende da configuração análoga de elétrons de valência. Fator de amplitude, que depende da camada eletrônica completa ou não,

imediatamente anterior aos elétrons de valência.

Para compreender o comportamento das propriedades periódicas e suas causas, é necessário estudar a influência que exerce o núcleo sobre os elétrons e, portanto, a carga nuclear e o efeito da camada.

Núcleo atômico

O núcleo atômico é constituído por prótons, que possuem carga elétrica positiva, e nêutrons que possuem ambas as cargas elétricas (negativa e positiva), o que a torna neutra. Cada próton do núcleo tenta afastar outro próton, devido à repulsão elétrica, só não o faz por existir uma outra força de atração entre os nêutrons e os prótons, e com isso parcialmente contrabalançando a repulsão elétrica próton-próton.

Historicamente, vários modelos foram propostos para o núcleo: Modelo da gota líquida, Modelo ótico, Modelo coletivo entre muitos outros. Entretanto, o panorama do núcleo atômico só foi ficando mais claro quando a estrutura das próprias partículas

56

elementares (próton e nêutron) foi sendo desvendada, demonstrando que estas não eram assim verdadeiramente elementares.

As forças de coesão nuclear foram propostas primeiramente com base nos modelos de muons e píons como integrantes da chamada "cola nuclear". Entretanto, os modelos atômicos mais recentes explicam que prótons e nêutrons compartilham uma sub partícula. A tal sub partícula compartilhada é um glúon. Um próton e um nêutron se comportam como dois cachorros brigando por um osso: ora o osso (o glúon) está com um cachorro (o próton) e ora está com o outro cachorro (o nêutron), assim eles se mantém próximos. Como são diversos prótons e diversos nêutrons, a "disputa" envolve todas as partículas e elas se mantém unidas. Essa união enfraquece se o átomo for muito grande como num átomo de urânio, por exemplo. Esses átomos muito grandes são instáveis e podem perder partes de si - processo chamado de desintegração radioativa.

4.2.1 Carga nuclear e o efeito da camada.

A carga nuclear tanto faz ao número atômico, por exemplo, a carga nuclear do 11Na é 11, no entanto, não todos os elétrons recebem o mesmo efeito dessa carga. Os elétrons mais internos recebem maior atração que os elétrons mais externos devido a repulsem entre os elétrons, portanto, a atração nuclear é menor. A esta repulsem chama-se-lhe constante da camada, efeito a camada ou efeito de escudo e representa-se por δ. O efeito da camada de um elétron está dado não só por os elétrons situados em orbitais mais internos, senão, também pelos que se encontram no mesmo nível, como é lógico, nenhum elétron é camado por outros que estai em orbitais mais afastados.

Para calcular a constante da camada Slater propôs os seguintes passos:

1ro. Agrupar os orbitais ocupados segundo suas características energéticas em:

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d) (4f)

2do. Calcular o valor segundo o seguinte quadro:

Elétron em orbitais

δ

Elétrons de um mesmo grupo

Elétrons do grupo imediato anterior

Elétrons de grupos mais profundos

s, p 0,35* 0,85 1,00

d, f 0,35 1,00 1,00

57

A carga nuclear que determina o efeito neto sobre o elétron dado se conhece como carga nuclear efetiva (Z*). A carga nuclear efetiva calcula-se segundo a expressão:

Z* = Z - δ

Onde: Z* = carga nuclear efetiva Z = carga nuclear (igual ao número atômico)δ = efeito da camada

Problemas resolvidos: Calcule a carga nuclear efetiva que se exerce sobre o elétron mais externo dos

seguintes átomos:

a) Lítio (Z=3)

b) Flúor (Z= 9)

c) Rubídio (Z= 37)

Elemento Grupos de Slater δ Z*

3Li (1s2) (2s1) (0.0,35)+(2.0,85) =1,7 3 - 1,7 = 1,3

9F (1s2) (2s2 2p5) (6.0,35)+(2.0,85) = 3,8 9 - 3,8 = 5,2

37Rb (1s2) (2s2 2p6) (3s2 3p6) (4s2 4p6) (5s1) (0.0,35)+(8.0,85)+(8.1)

+ (8.1)+(2.1) = 24,8

37 - 24,8 =

12,2

O lítio e o flúor estão localizados no mesmo período da tabela periódica (2do período). Neste período, como em todos, os elementos deferem em quanto ao número atômico e o número de valência, ou seja, o número atômico e, portanto, a carga nuclear aumenta de um elemento a outro numa unidade, mas com ou os elétrons encontram-se no mesmo nível de energia, a constante da camada só aumenta 0,35 unidades, obtendo-se um aumento da carga nuclear efetiva (ver os valores para o Li e o F). Este fenômeno explica a variação do rádio atômico num período, o qual se estudará mais adiante.

Num grupo da tabela periódica (por exemplo, o grupo 1, metais alcalinos), os átomos têm a cada vez maior número de níveis de energia ocupados, pelo que o efeito da camada é maior, já que aumenta o número de elétrons, e a carga nuclear efetiva também aumenta (ver os valores do Li e do Rb). Em realidade se calcula a Z* da cada elemento químico num mesmo grupo, observar-se-á que esta tende primeiramente a aumentar e depois se estabiliza, se faz constante, isto explica também a variação do rádio atômico num grupo, os qual se estudará a seguir.

58

4.2.2 Raio atômico

O raio atômico é a distância entre o centro de um átomo e os limites da sua eletrosfera. Ao contrário do que se poderia pensar, o raio atômico não depende apenas do peso do átomo e/ou da quantidade de elétrons presentes na eletrosfera. É também fortemente afetado pela carga nuclear efetiva e pela eletronegatividade de cada elemento.

Simplificadamente, o raio atômico é a distância entre o centro do átomo e a sua camada de valência, que é o nível de energia com elétrons mais externo deste átomo. Como conseqüência do átomo não ser rígido é impossível calcular o seu raio atômico exato. Deste modo, calcula-se o seu raio atômico médio.

Devido a dificuldade em obter-se o raio de átomos isolados determina-se através de raio X) a distância entre os núcleos de dois átomos ligados do mesmo elemento, no estado sólido. O raio atômico será a média da distância calculada.

Em um grupo da tabela periódica com o aumento do número atômico (de acima para baixo), aumenta o raio atômico. Isto se deve a que aumenta o número quântico principal dos elétrons de valência e, portanto, estes elétrons ficam a distância cada vez majores do núcleo.

Em um período da tabela periódica com o aumento do número atômico (de esquerda para a direita) o número quântico principal dos elétrons de valência é constante, mas a carga nuclear efetiva (Z*) aumenta e os elétrons tendem a ser mais atraídos para o núcleo e os átomos tendem a ser mais pequenos.

Entretanto, ocorrem diversas e notáveis exceções devido a estabilidades de determinados elementos por sua configuração eletrônica.

59

Raio atômico diminui

Rai

o at

ômic

o au

men

ta

60

Grupo (vertical)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Período (horizontal)

1 H25

He 

2 Li145

Be105

B85

C70

N65

O60

F50

Ne 

3 Na180

Mg150

Al125

Si110

P100

S100

Cl100

Ar71

4 K220

Ca180

Sc160

Ti140

V135

Cr140

Mn140

Fe140

Co135

Ni135

Cu135

Zn135

Ga130

Ge125

As115

Se115

Br115

Kr 

5 Rb235

Sr200

Y180

Zr155

Nb145

Mo145

Tc135

Ru130

Rh135

Pd140

Ag160

Cd155

In155

Sn145

Sb145

Te140

I140

Xe 

6 Cs260

Ba215

* 

Hf155

Ta145

W135

Re135

Os130

Ir135

Pt135

Au135

Hg150

Tl190

Pb180

Bi160

Po190

At 

Rn 

7 Fr 

Ra215

** 

Rf 

Db 

Sg 

Bh 

Hs 

Mt 

Ds 

Rg 

Uub 

Uut 

Uuq 

Uup 

Uuh 

Uus 

Uuo 

Lantanídios * 

La195

Ce185

Pr185

Nd185

Pm185

Sm185

Eu185

Gd180

Tb175

Dy175

Ho175

Er175

Tm175

Yb175

Lu175

Actinídios ** 

Ac195

Th180

Pa180

U175

Np175

Pu175

Am175

Cm 

Bk 

Cf 

Es 

Fm 

Md 

No 

Lr 

Raio atômico medido empíricamente em picometros (pm) com uma precisão aproximada de 5 pm (1 picómetro é 10-12 metro)

61

4.2.3 Energia o potencial de ionização

Quando um elétron é excitado passa de um nível mais interno, de menor energia, para um nível mais externo, de maior energia. Este salto quântico requer uma determinada quantidade de energia. Do mesmo modo, para separar um elétron do seu átomo também é necessário o uso de um conteudo de energia. Esta quantidade de energia necessária para retirar definitivamente um elétron de seu átomo isolado, no estado gasoso e no fundamental, formando um íon gasoso positivo é denominado Potencial de ionização ou Energia de ionização. Como o processo envolve uma diferença de potencial, esta energia de ionização é medida em eV (elétrons-volt).

O potencial de ionização é a energia mínima requerida para arrancar um elétron de um átomo.

Al(g) + Energía --> Al+(g) + e- ( 5,98 eV )

Pode-se retirar um ou mais de um elétron de um átomo. Dai utilizar-se os termos primeiro potencial de ionização, segundo potencial de ionização e assim em diante, para cada elétron arrancado.

1º Potencial de ionização:Al(g) + Energia --> Al+(g) + e- ( 5,98 eV )

2º Potencial de ionização:Al+(g) + Energia --> Al2+

(g) + e- ( 18,82 eV )

3º Potencial de ionização:Al2+

(g) + Energia --> Al3+(g) + e- ( 28,4 eV )

A cada novo elétron que se retira do átomo, maior é o potencial de ionização. Isso ocorre devido o aumento da sua carga. É mais fácil retirar um elétron de um átomo neutro do que de um íon positivo, já que, quanto maior a distância do núcleo para o elétron, menor é a força de atração entre eles.

A energia de ionização primária é máxima para os gases nobres e mínima para os metais alcalinos, o que explica a pouca atividade química dos primeiros e a atividade elevada destes metais que perdem facilmente o elétron de seu último subnivel s.

O frâncio (Fr) é o elemento que possui menor energia de ionização primária de todos os elementos da tabela periódica.

De maneira geral, a energia de ionização (I) é inversamente proporcional ao o raio atômico (R).

62

I1 α 1/R

Em um período da tabela periódica com o aumento do número atômico (de esquerda para a direita) a carga nuclear efeitiva (Z*) dos átomos aumenta, portanto, aumenta a atração do núcleo sobre os elétrons e o raio atômico disminui. O primeiro potencial de ionização tende a crescer.

Em um grupo da tabela periódica com o aumento do número atômico (de acima para baixo), aumenta o raio atômico, diminui a atração nuclear sobre os elétrons e por isso diminui o primeiro potencial de ionização.

4.2.4 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade

Afinidade eletrônica (ou eletroafinidade) é a energia que um átomo libera ao "ganhar" um elétron. A energia liberada é proporcional à força que o núcleo faz sobre o elétron, ou seja, inversamente proporcional ao raio atômico.

Potencial de ionização aumenta

Pote

ncia

l de

ioni

zaçã

o di

min

ui a

umen

ta

63

Nas famílias (grupos), a afinidade eletrônica diminui conforme aumento o número de camadas, ou seja, de acima para baixo.

No período, a afinidade eletrônica aumenta conforme o número atômico aumenta: da esquerda para a direita. Os elementos que liberam maior energia ao ganhar um elétron são os halogênios, pois são os que estão mais próximos de atingir configuração eletrônica de um gás nobre.

4.2.5 Eletronegatividade

A eletronegatividade (também denominada de caráter ametálico) é uma propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo, em uma molécula, em atrair elétrons, quando combinado em uma ligação covalente. Com sentido oposto à eletronegatividade, usa-se o termo eletropositividade. Os valores da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletronegatividade. Duas escalas de eletronegatividade são comumente utilizadas: a escala Pauling (proposta em 1932) e a escala Mulliken (proposta em 1934). Outra escala proposta foi a escala Alfred-Rochow.

A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico:

Quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqüência, essa propriedade na tabela periódica:

Tende a crescer nos períodos da esquerda para a direita, Tende a diminuir nos grupos da acima para baixo.

Em exceção, os gases nobres. Concluindo-se que o elemento mais eletronegativo da tabela é o fluor.

Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons. Arbitrou para o flúor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinados a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). A eletronegatividade não possui unidade porque é um valor relativo.

64

Electronegatividade aumenta

Elec

tron

egat

ivid

ade

dim

inui

aum

enta

65

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18Período

1 H2,1

He 

2 Li1,0

Be1,5

B2,0

C2,5

N3,0

O3,5

F4,0

Ne 

3 Na0,9

Mg1,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

Ar 

4 K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,9

Ni1,8

Cu1,9

Zn1,6

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br3,0

Kr 

5 Rb0,8

Sr1,0

Y1,2

Zr1,4

Nb1,6

Mo1,8

Tc1,9

Ru2,2

Rh2,2

Pd2,2

Ag1,9

Cd1,7

In1,7

Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5

Xe 

6 Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

66

0,7

0,9

1,3

1,5

1,7

1,9

2,2

2,2

2,2

2,4

1,9 1,8 1,9 1,9 2,0 2,2  

7 Fr0,7

Ra0,9

** 

Rf 

Db 

Sg 

Bh 

Hs 

Mt 

Ds 

Rg 

Uub 

Uut 

Uuq 

Uup 

Uuh 

Uus 

Uuo 

Escala de eletronegatividade de Pauling

67

4.2.6 Eletropositividade o caráter metálico

A eletropositividade, também denominada de caráter metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo de perder elétrons. Opõe-se à eletronegatividade.

Os valores da eletropositivade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, para os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletropositividade.

A eletropositividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atómico. Assim:

Quanto menor o raio atómico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto menor a sua eletropositividade. Como consequência, esta propriedade na tabela periódica:

Nos períodos da esquerda para a direita tende a diminuir a eletropositividade, Nas famílias (grupos) cima para baixo tende a crescer a eletropositividade,

Concluindo-se que o elemento mais eletropositivo da tabela é o frâncio.

Caráter metálico diminui

Car

áter

met

álic

o au

men

ta

69

Capítulo 5

Ligação química

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.

70

Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia, etc.

As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.

Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água).

Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.

5.1 Teoria do octeto

Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa. Existem exceções para essa teoria como o Hidrogênio (H) e o Hélio (He), onde ambos se estabilizam com dois elétrons na última camada, ainda temos o caso do átomo de carbono que é tetravalente (pode realizar quatro ligações), além dele todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica são tetravalentes e sendo assim encontram-se no eixo central dessa regra (Octeto), nesses casos os átomos optam (por assim dizer) por fazer 4 ligações sigmas (ligações simples) entre diferentes átomos.

5.2 Ligações iônicas ou eletrovalentes

A figura amostra a configuração eletrônica de lítio e fluor. O Lítio tem um elétron em sua camada de valência, mantido com dificuldade porque sua energia de ionização é baixa. O Fluor possui 7 elétrons em sua camada de valência. Quando um elétron se move do lítio para o fluor, cada íon adquire a configuração de gás nobre. A energia de ligação proveniente da atração eletrostática dos dois íons de cargas opostas tem valor negativo suficiente para que a ligação se torne estável.

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Li(s) + ½ F2(g) → Li+ F-(s)

Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal doa um elétron, devido a sua baixa eletronegatividade formando um íon positivo ou cátion. No sal de cozinha, as ligações entre os íons sódio e cloreto são iônicas. Geralmente ligações iônicas se formam entre um metal e um ametal (não-metal). O átomo do ametal tem uma configuração eletrônica semelhante a de um gás nobre, quase totalmente preenchida de elétrons. Eles tem alta eletronegatividade, e facilmente ganham elétrons formando um íon negativo ou ânion. Os dois ou mais íons logo se atraem devido a forças eletrostáticas.

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s)

A ligação iônica ocorre somente se a variação da energia total da reação é favorável quando os átomos ligados tem energia mais baixa que os átomos livres. Quanto maior a variação da energia total, mais forte se torna a ligação.

Estudos revelaram que não existe ligação iônica pura. Todas ligações iônicas tem um grau de ligação covalente ou ligação metálica. Quanto maior a diferença na eletronegatividade entre dois átomos mais iônica se torna a ligação.

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Ligações Iônicas são um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron de um metal. Simultaneamente, o átomo de um ametal (não-metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica. Sendo assim, os dois íons formados, cátion e ânion, se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica. Se estes processos estão interligados, ou seja,

Aum

enta

car

áter

met

álic

o

Aum

enta

car

áter

Iôni

co

Aum

enta caráter Iônico

Aum

enta caráter covalente

Ligação Covalente

LiF

F2Li

Ligação Iônica

Ligação Metálica

C

Li4CCF4

N2 O2BBe

Li3B

Li2Be

Li3N

Li2O

OF2

NF3

BF3

BeF2

Aumenta caráter covalente

Aumenta caráter metálico

Transição entre os diferentes tipos de ligações nos compostos formados ao unir-se entre os átomos dos elementos do segundo período da Tabela Periódica.

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o(s) elétron(s) perdido(s) pelo metal é(são) ganho(s) pelo ametal, então, seria "como se fosse" que, na ligação iônica, houvesse a formação de íons devido à "transferência" de elétrons do metal para o ametal.

Esta analogia simplista é muito utilizada, que destaca que a ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons. A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma símples o que ocorre na ligação iônica. Exemplo: Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as distribuições eletrônicas e as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma:

Distribuições eletrônicas Camadas eletrônicas

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 K = 2; L = 8; M = 1

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 K = 2; L = 8; M = 7.

O sódio possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável" com 8 elétrons na 2ª camada (camada L).

O cloro possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece. Sendo assim, é interessante ao sódio doar 1 elétron e ao cloro receber 1 elétron. No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo. Seria como se fosse que os átomos se aproximam e ocorre a transferência de elétron do sódio para o cloro:

O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Não existem moléculas nos sólidos iônicos. Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos. No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa.

Um caso interessante é o hidrogênio. O hidrogênio faz ligação iônica com metais também. Embora possua um elétron, não é metal, logo, não tende a perder esse elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a receber um elétron ficando com configuração eletrônica igual à do gás hélio.

Efeitos da polarização

A imagem amostra dois íons, por exemplo Na+ e Cl- formando uma ligação iônica. Os orbitais eletrônicos geralmente não se sobrepõem (i.e., orbitais moleculares não são formados),

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devido ao fato de que cada íon chega ao estado energético mais baixo e a ligação é baseada somente (teoricamente) em interações eletrostáticas entre os íons positivo e negativo.

Os íons em cristais de compostos predominantemente iônicos são esféricos, mas, se o íon positivo é pequeno e/ou altamente carregado, será distorcida a nuvem eletrônica do íon negativo. Essa polarização do íon negativo leva a criação de uma densidade de carga extra entre os dois núcleos atômicos, i.e., a covalência parcial. Íons negativos grandes são mais facilmente polarizados, mas normalmente o efeito só tem relevância quando íons positivos com cargas de 3+ (ex., Al3+) estão envolvidos (ex., AlCl3 puro é uma molécula covalente). No entanto, íons com carga 2+ (Be2+) ou até com carga 1+ (Li+) demonstram algum grau de polarização devido a seu pequeno raio atômico (ex., LiI é iônico mas tem algum caráter covalente). O Grau de Polarização depende da relação de carga e do tamanho do íon, geralmente chamada de densidade de carga.

Estrutura iônica

Compostos iônicos no estado sólido formam uma estrutura iônica contínua em um cristal iônico. A forma mais simples de cristal iônico é um cúbico simples. Nessa forma todos os átomos estão posicionados nas extremidades de um cubo. Essa célula unitária tem a massa que é a mesmo de 1 dos átomos envolvidos. Quando todos os íons tem aproximadamente o mesmo tamanho, eles podem formar uma estrutura diferente chamada cúbica de face-centrada (NaCl), mas, quando os íons tem tamanhos diferentes, a estrutura é geralmente cúbica de corpo-centrado (CsCl). Em retículos iônicos o número de coordenação se refere ao número de íons que cada retículo está ligado.

Características dos compostos iônicos Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes; Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição; Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.

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5.3 Ligações Covalentes ou Moleculares

A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas camadas eletrónicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição eletrónica mais estável. A força dessas ligações é maior que a das interações intermoleculares e comparável à da ligação iônica.

Por exemplo, a molécula de flúor se forma al compartir dois elétrons pelos átomos de flúor, como se observa na representação seguinte:

Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares e altas, com alto potencial de ionização e elevada afinidade electrónica (geralmente entre dois não-metais), dos quais remover completamente um elétron requer muita energia. Ejemplo, entre elementos dos grupos 4A, 5A, 6A y 7A.

Na ligação covalente a diferença de eletronegatividade deve ser menor que 1,7, se essa diferença for maior a ligação é ionica.

D. E. < 1,7

Cuando a diferencia de electronegatividade é 0 (D.E = 0), por exemplo na moleculas de F2, H2, O2, Cl2, etc. a ligação é covalente apolar.

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Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Essa substâncias são chamadas de variedades alotrópicas. As variedades podem diferir entre si pelo número de átomos no retículo cristalino. Ex.: Carbono, Oxigênio, Enxofre, Fósforo.

A ligação é covalente polar cuando a diferencia de electronegatividade é <1,7 (0<D.E<1,7), por exemplo na molecula de HI:

E (H)= 2,1

E (I) = 2,5

D. E = 2,5 – 2,1 = 0,4

Esse tipo de ligação tende a ser mais forte que outros tipos de ligações, como a iônica. Ao contrário das ligações iônicas, nas quais os íons são mantidos unidos por atração coulômbica não direcional, ligações covalentes são altamente direcionais. Como resultado, moléculas covalentemente ligadas tendem a formar-se em um número relativamente pequeno de formas características, exibindo ângulos de ligação específicos.

Ordem de ligação

Ordem de ligação é um termo científico usado para descrever o número de pares eletrônicos compartilhados entre os átomos que formam a ligação covalente. O tipo mais comum de ligação covalente é a simples, em que ocorre o compartilhamento de um único par eletrônico entre dois átomos individuais. Aquelas em que mais de um par é compartilhado são chamadas ligações covalentes coordenadas ou simplesmente dativas.

O compartilhamento de dois pares é denominado de ligação dupla, e o de três, ligação tripla. Um exemplo de ligação dupla ocorre no ácido nitroso (entre N e O), e um exemplo de ligação tripla ocorre no cianeto de hidrogênio (entre C e N).

Ácido nitroso: H-O-N=O

Cianeto de hidrogênio: H-CΞO

Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H2O.

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Mas, essa é a verdadeira estrutura da molécula de água? Não, a molécula de água não é linear, é angular. Isso se verá mais adiante.

Um tipo especial de ligação covalente é a ligação covalente dativa, também conhecida como ligação covalente coordenada, que ocorre quando um átomo fornece ambos os elétrons da ligação.

Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada

Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de oito elétrons do elemento com o qual está se ligando.

Exemplo de ligação covalente dativa é a formacao de ion amonio NH4+ :

NH3 + H+ → NH4+

Principais características das ligações e substâncias covalentes e moleculares:

Sempre que ocorrer ligações covalentes, todos os átomos envolvidos precisam receber eletrons para atingir a estabilidade ou completar sua camada de valência.

Neste caso ocorrerá com os não-metais e hidrogênio, pois um necessita do outro para atingir sua estabilidade, sendo que o hidrogênio não irá perder seu átomo apenas compartilhar com um elemento o grupo dos não metais por exemplo: HCl.

As substâncias moleculares são, em geral, líquidas ou gasosas, entretando não são bons condutoras de eletricidade e sim as soluções iônicas que são bons condutores eletricidade.

As substâncias covalentes são sólidos que apresentam altíssímos pontos de fusão e ebulição. As suas macromoléculas apresentam diferenciação formando dessa forma um grande conjuntode átomos, por exemplo: C(grafite), C(diamante), apresentam diferenciação na organização de suas moléculas.

Teorias de ligação covalente

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Existem duas teorias que explicam como se formam as ligações covalentes entre átomos. A teoria da ligação de valência e a teoria das orbitais moleculares. Esta última é mais aprofundada, embora a primeira seja suficiente para uma compreensão simplificada da estrutura das moléculas.

5.3.1 Teoria da ligação de valência (TLV)

Na década de 1930-1939 Pauling e Slater desenvolveram a TLV ou do orbital atômico.Esta teoria se apóia no seguinte: A ligação se forma mediante dois elétrons pertencentes a qualquer dos dois átomos,

que cumprem com a condição de ter espinhos opostos ou antiparalelos, quer dizer, produz-se o pareamento de elétrons com espinhos opostos.

A ligação se leva o cabo na direção em que a superposição dos orbitais atômicos seja máxima, quer dizer, estabelece-se um caráter dirigido à ligação covalente.

Elevada-a densidade eletrônica na região entre os núcleos diminui a energia potencial eletrônica e, portanto, do sistema em seu conjunto, explicando-se desta forma a maior estabilidade dos átomos enlaçados.

Assim se dá um fundamento teórico da saturação da valência de um elemento.

A TLV introduz o modelo de hibridação de orbitais para explicar geometria, ângulo de ligação e direção das moléculas que apresentam ligação covalente.

Caráter dirigido da ligação covalente

No modelo de ligação iônico, cada íon no sólido cristalino, exerce forças de atração e repulsão em todas as direções, sobre os restantes íones, devido a que um íon tem uma carga elétrica nítida e produz o seu redor um campo elétrico em todas as direções. Quer dizer, na ligação iônica não existe uma direção preferencial da ligação, ou seja, a ligação iônica não é uma ligação dirigida.

Entretanto, isto não acontece na ligação covalente. Para compreender por que não sucede basta recordar que as nuvens de carga correspondentes aos orbitais p ou d, por exemplo, têm suas regiões de máxima densidade de carga em direções determinadas do espaço. Qualquer ligação covalente em que intervenham elétrons p ou d segue certa direção relacionada com a direção destes orbitais.No caso da formação de moléculas diatômicas, a ligação segue a direção da linha que une os núcleos dos dois átomos, por isso as moléculas são lineares com simetria cilíndrica, o mesmo no caso da ligação entre orbitais s, entre orbitais s e p, ou entre orbitais p; são ligaçãos característicos, ou ligação no caso dos orbitais py e pz.

Ponhamos como exemplo o caso da água, que direção devem seguir os ligaçãos Ou-H na molécula?, é a molécula de água angular ou linear?.deve-se analisar que cada ligação Ou-H se produz entre um orbital 2p do oxigênio e um orbital 1s do hidrogênio. As nuvens de carga dos orbitais p se situam perpendicularmente entre si ao longo dos eixos coordenados.

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Na primeira aproximação se deve supor que a molécula de água é angular, não linear pois os dois orbitais p do oxigênio, que intervêm no ligação, cada um com um orbital 1s do hidrogênio, formam entre si ângulo de 90º, no átomo de oxigênio em estado normal ou não excitado.

Uma análise similar pode realizar-se para outras moléculas poliatómicas como NH3, CH4, etc. Os dados experimentais confirmam que os ligaçãos nestas moléculas são direcionais e formam determinados ângulos entre si, embora ditos ângulos não sejam, em geral, os que se podem predizer tendo em conta a direção dos orbitais no átomo normal não excitado. Isto faz supor que através do mecanismo de formação da ligação, produz-se certa alteração dos ângulos, favorecendo este fato a diminuição de energia na direção dos ligaçãos, razão pelo qual é um aspecto a ter em conta quando se analisa a geometria ou distribuição espacial dos átomos e ligaçãos em uma molécula ou agregados de átomos em que estão pressentem ligaçãos covalentes.

Ligação sigma é uma ligação entre dois orbitais s ou um orbital s e um p ou ainda entre dois orbitais p que se interpenetram frontalmente. Normalmente o que ocorre é o seguinte: os de dois átomos de carbono, por exemplo, que são orbitais p, se ligam. A primeira ligação a ser formada é um sigma, porque os dos orbitais que estiverem mais próximos um do outro se interpenetram frontalmente. Observa-se uma simetria cilindrica sobre o eixo que une o centro dos dois atomos. A densidade eletrônica( o par de elétrons da ligação) vai se situar entre os núcleos dos átomos ligados; um ligação sigma entre os átomos mais importantes para a química do carbono pode ser feita por um orbital híbrido tipo sp, sp² ou sp³, e o orbital s do hidrogênio, ou com orbitais sp, sp² e sp³ de átomos maiores.

Uma ligação simples (A-B) é sempre sigma.

Uma ligação dupla (A=B) é sempre uma ligação sigma e outra pi.

Uma ligação tripla (AºB) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi.

Em química orgânica, ligações pi (ou ligações π) são ligações químicas covalentes, nas quais dois lóbulos de um orbital eletrônico interseccionam dois lóbulos de outros orbitais eletrônicos. Apenas um dos planos nodais daquele orbital passa pelos núcleos envolvidos na ligação. É a ligação característica de compostos com duplas ou triplas ligações como o propeno e o etino.

Propeno Etino

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Todo o anterior permite chegar à conclusão de que se devem sugerir novos conceitos e teorias que se ajustem à equivalência dos orbitais no processo da ligação e que expliquem a variação dos ângulos entre os orbitais, ao passar os átomos ao estado combinados.

5.3.2 Hibridização

Hibridização, ou hibridação, é o processo de formação de orbitais eletrônicos híbridos. Em alguns átomos, os orbitais dos subníveis atômicos s e p se misturam, dando origem a orbitais híbridos sp, sp² e sp³.

Segundo a teoria das ligações covalentes, uma ligação desse tipo se efetua pela sobreposição de orbitais semipreenchidos (com apenas um elétron). A hibridação explica a formação de algumas ligações que seriam impossíveis por aquela teoria, bem como a disposição geométrica de algumas moléculas.

Hibridação sp3

A hibridação sp3 é facilmente explicada pelo carbono. Para o carbono tetraédrico (como no metano, CH4), deve haver quatro ligações simples.

O problema é que a distribuição eletrônica do carbono no estado fundamental é 1s2 2s2

2px1 2py

1, esquematizando:

(Nota: O orbital 1s tem menos energia que o 2s, que por sua vez tem menos energia que os orbitais 2p)

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D = 0 apolar

Dessa forma, o carbono deveria realizar apenas duas ligações, ao que há apenas dois orbitais semipreenchidos. Entretanto, o átomo de metileno (CH2) é extremamente reativo, não estando equilibrado quimicamente.

O primeiro passo para se entender o processo de hibridação, é excitar o átomo de carbono em questão, tendo-se:

Então, o carbono equilibra os quatro orbitais, dando origem a orbitais de energia intermediária entre 2s e 2p, dando origem ao orbital sp3 (lido s-p-três), assim chamado por ser o resultado da fusão de um orbital s com três orbitais p. Portanto, tem-se:

Principais características da hibridação sp3:

Número de orbitais híbridos compartilhados: 4

Forma da molécula: Tetraedro regular (ângulo de ligação é 109,5°).

Hibridação sp2

Outras formas de hibridação são explicadas de forma semelhante à sp3 do metano. A hibridação sp2 é realizada quando um dos orbitais p não hibrida. Isso acontece em moléculas como a de eteno, na qual há ligação dupla entre carbonos. A estrutura de Lewis dessa molécula é algo parecido com:

Não são todos os orbitais que hibridam pois os orbitais híbridas formam apenas ligações σ, e uma ligação π é necessária para a ligação dupla entre os carbonos. Sua distribuição eletrônica ficará algo como:

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Principais características da hibridação sp2:

Número de orbitais híbridos compartilhados: 3

Forma da molécula: Trigonal plana (ângulo de ligação é 120°).

Hibridação sp

Conhece-se que BeF2(g) é uma molécula divalente, linear e que seus ângulos de

ligação são iguais a 1800 e que seu dois ligaçãos B-F são iguais em energia e longitude.

ZBe = 4 Be(Normal) 1s2 2s2

ZF = 9 Be*(Exci tado) 1s2 2s1 2p1

Be (Hibridado) 1s2 (2sp)1 (2sp)1

180º

2 ligações sp - p F Be F D = 0 apolar (Be) (F)

Principais características da hibridação sp:

Número de orbitais híbridos compartilhados: 2

Forma da molécula: linear (ângulo de ligação é 180°).

Hibridação sp3d

Há certo número de compostos covalentes nos quais se observa que um dos átomos apresenta mais de oito elétrons em sua capa de valência, como conseqüência da formação de mais de quatro ligaçãos covalentes com outros átomos. Isto já se mencionou quando se viram exemplos de átomos que não cumprem a regra dos octetos ao enlaçar-se com outros átomos.

É possível compreender o mecanismo dos ligaçãos em ditos casos, assim como a geometria das moléculas correspondente, a partir do modelo de hibridação de orbitais.

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A molécula do PCl5(g) é pentavalente, de forma geométrica bipirámide trigonal, os três orbitais orientados no plano equatorial formam entre si ângulos de 120º que são equivalentes e os dois orientados verticalmente, em direção axial e perpendicular ao plano dos outros três são a sua vez equivalente entre si (90º).

ZP = 15 P(Normal) [Ne] 3s2 3p1 3p1 3p1

ZCl = 17 P*(Exci tado) [Ne] 3s1 3p13p1 3p13d1

P (Hibridado) [Ne] (3sp3d)1(3sp3d)1 (3sp3d)1 (3sp3d)1 (3sp3d)1

Cl

5 ligações sp 3 d - p (P) (Cl) Cl D = 0 apolar Cl P Cl

Cl

5.3.3 A polaridade das ligações

A distribuição das cargas (elétrons em relação aos núcleos positivos) nas ligações covalentes pode levar a duas situações fisicamente possíveis:

♦ distribuição eqüitativa (igual) ⇒ ligação covalente apolar; ♦ distribuição desigual ⇒ ligação covalente polar.

A ligação apolar ocorre sempre quando os átomos pertencem ao mesmo elemento químico, o que faz com que o(s) elétron(s) seja(m) igualmente disputados pelos núcleos idênticos. Contudo, se os átomos não pertencem ao mesmo elemento, os elétrons responsáveis por suas ligações estarão mais próximos, na maior parte do tempo, ao átomo que possui a maior eletronegatividade. A polaridade de uma ligação pode ser avaliada através de dois parâmetros:

♦ Eletronegatividade; ♦ Momento de dipolo elétrico ou momento dipolar elétrico.

Eletronegatividade A eletronegatividade é um parâmetro imaginado por Linus Pauling como medida da capacidade de um átomo de atrair elétrons ao fazer uma ligação química. Para isso, ele propôs uma escala numérica de eletronegatividades com base nas energias de dissociação das ligações, cujos valores obtidos se encontram dispostos na Tab. 10. Nota-se que os elementos mais eletronegativos estão nas proximidades do flúor e os menos eletronegativos se encontram nas proximidades do césio. Por outro lado, quanto maior a diferença entre as eletronegatividades entre dois átomos envolvidos numa ligação, maior é o caráter polar da ligação. A diferença no HF é 1,9 e

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no C – H é 0,4, o que mostra que a primeira ligação é muito polar e no segundo é fracamente polar.

Tab. 10 – As eletronegatividades dos elementos.

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O espectroscopista Mulliken propôs outra definição de eletronegatividade, segundo a qual um elemento seria muito eletronegativo se tivesse energia de ionização e afinidade eletrônica elevadas. Sendo assim, seu poder de atrair elétrons seria muito grande. A escala de eletronegatividade de Mulliken se baseia na definição

XM = (EI + AE) / 2 (27)onde EI é a energia de ionização do átomo do elemento e AE é a afinidade ao elétron. As duas escalas de eletronegatitidade mencionadas têm aproximadamente o mesmo sequenciamento.

Avaliação da Polaridade das Ligações Utilizando o Conceito e a Tabela de Eletronegatividades Para avaliar a polaridade da ligação entre dois átomos A e B, basta calcular a diferença entre suas eletronegatividades (Δ = Xmaior – Xmenor) e concluir:

i. Se Δ = 0, a ligação é apolar; ii. Se Δ ≠ 0, a ligação é polar; quanto o valor de Δ maior é o caráter polar da ligação.

Por exemplo, podemos comparar a polaridade da ligação covalente nas moléculas de HF, HCl, HBr e HI com base no valor de Δ, ou seja:

HF ⇒ Δ = 1,9

HCl ⇒ Δ = 0,9

HBr ⇒ Δ = 0,7

HI ⇒ Δ = 0,4

Como ΔHF > ΔHCl > ΔHBr > ΔHI, temos a ordem de polaridade das ligações:

• decrescente: (mais polar) HF > HCl > HBr > HI (menos polar)

• ou crescente: (menos polar) HI < HBr < HCl < HF (mais polar)

A eletronegatividade é um parâmetro útil para avaliar quantitativamente o poder de atração do núcleo dos átomos sobre os elétrons de suas ligações. Porém, sua utilização se restringe a um par de átomos ligados (ou seja, a uma molécula diatômica), o que não permite avaliar a polaridade de uma molécula poliatômica como um todo. Isto é uma limitação importante, pois existem moléculas que, embora elas possuam ligações individualmente polares, a molécula como um todo é apolar (ex. a molécula de CCl4, tetracloreto de carbono).

A restrição do uso da eletronegatividade para avaliar a polaridade de apenas uma ligação decorre do fato dela ser uma propriedade escalar e, como tal, não ser capaz de descrever a separação de cargas em moléculas contendo muitas ligações (moléculas poliatômicas). Para resolver esse problema podemos empregar o momento de dipolo elétrico, uma grandeza vetorial cujas características são descritas a seguir.

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Momento de Dipolo Elétrico Um dipolo elétrico é constituído por duas cargas elétricas idênticas de sinais opostos inteiras +q e –q (ou parciais, +δ e - δ) separadas por uma distância d, conforme a Fig. 39 apresentada abaixo:

Fig. 39 - Dipolo elétrico. (a) com cargas inteiras (b) com cargas parciais

A configuração de cargas do dipolo elétrico é representada por um vetor, o momento de dipolo elétrico (μ), que tem o sentido da carga negativa para a positiva. O módulo do vetor momento dipolar (μ ou simplesmente μ) é dado pela Eq. 28

μ = q ⋅ d ou μ= δ ⋅ d (28)

É comum medir os momentos de dipolo em debyes (D), unidade que não é SI, isto é,

1 D = q(C) x l(cm) / 3,33 x 10-30 C m

Como se pode observar, o módulo do momento dipolar é proporcional ao grau de separação (ou polarização) das cargas (elétrons e núcleos) em uma ligação química. Sendo assim, toda ligação polar tem um momento de dipolo elétrico permanente diferente de zero. Este momento dipolar resulta das cargas parciais dos átomos na molécula provocadas pelas diferenças das eletronegatividades. Logo, ele pode ser usado para avaliar a polaridade de uma ligação e de uma molécula poliatômica. A Tab. 11 fornece o momento dipolar elétrico para várias moléculas gasosas.

Tab. 11 - Momento dipolar elétrico para algumas moléculas gasosas.

A Fig. 40 ilustra a manifestação do momento dipolar de moléculas gasosas de HCl quando expostas a um campo elétrico externo.

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Medindo o Momento Dipolar Elétrico de Moléculas Gasosas A medida da separação de cargas nas moléculas polares de um composto é realizada no estado gasoso expondo as moléculas a um campo elétrico, conforme ilustrado na Fig. 40. Imediatamente, as moléculas tendem a se alinhar ao campo motivadas pela atração entre seu pólo negativo e a placa positiva e vice-versa. Como as moléculas são no todo neutras, não há movimentação delas em direção às placas, porém apenas o alinhamento. A mudança na orientação das moléculas promove uma variação de energia que é utilizada para determinar a magnitude do momento dipolar das moléculas.

Fig. 40 - Orientação de moléculas de HCl em um campo elétrico.

Avaliação da Polaridade das Ligações Utilizando o Momento Dipolar Elétrico Podemos verificar na Tab. 11 que μHF > μHCl > μHBr. Então, temos a seguinte ordem de polaridade:

• decrescente: (maior μ) HF > HCl > HBr (menor μ)

• ou crescente: (menor μ) HBr < HCl < HF (maior μ).

OBS: As mesmas conclusões são obtidas na avaliação da polaridade das ligações quando nos baseamos nos valores de Δ ou de μ.

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5.3.4 Teoria das orbitais moleculares (TOM)

Esta teoria para a explicação da estrutura eletrônica das moléculas consiste na extensão da aplicação da mecânica ondulatória à estrutura molecular, o qual implica uma grande complexidade e só pode resolver por métodos aproximados, um dos quais considera o O.M. como combinações iguais do O.A.

Difere essencialmente da TLV em que considera todos os elétrons dos átomos que se combinam unidos pela molécula em um conjunto do O.M. polinucleares.

De cada par do O.A. assim combinados se forma um par do O.M.

O.M. lhe ligação: De menor energia que os O.A. que o originaram.

A densidade eletrônica se concentra entre os núcleos. Este orbital molecular com forma de salsicha é o resultado de somar os dois O.A. de modo que as funções de onda de ditos orbitais se intensifiquem mutuamente na região de ligação.

Dado que um elétron neste O.M. tem uma forte atração por ambos o núcleo, é mais estável (tem menor energia) que quando está no orbital 1s do átomo do H.

Ao concentrar a densidade eletrônica entre os núcleos, o orbital molecular de ligação mantém os átomos unidos em uma ligação covalente.

O.M. lhe antiligação: De maior energia que os O.A. que o originaram.

Baixa densidade eletrônica entre os núcleos. Os O.A. cancelam-se mutuamente na região entre núcleos e a maior densidade eletrônica está em lados opostos dos núcleos. Assim este orbital molecular exclui elétrons da região precisa em que se deve formar uma ligação. Um elétron que está neste orbital molecular é repelido da região de ligação e, portanto é menos estável (tem maior energia) que quando está no orbital 1s do átomo do H.

Esta teoria explica o aspecto energético, e dá alguma idéia em relação à direção e geometria dos ligaçãos.

Ao combinar O.A. (s) os O.M. resultantes são simétricos ao eixo imaginário de ligação e se designam como orbitais.

Ao combinar O.A. (p) formam-se dois tipos diferentes do O.M.

a) Se o ligação se formar com o passar do eixo X os pX dão lugar aos orbitais simétricos ao eixo de ligação.

b) Os py e pZ se sobrepõem para dar O.M. não simétricos ao eixo de ligação. Estes são ligaçãos.

Com este método:

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1. Considera-se que cada elétron está descrito por uma função de onda unielectrônica e multicentrada.

2. A cada O.M corresponde uma energia.3.Para determinar a estrutura eletrônica, de uma molécula se calculam as

energias dos O.M. e se distribuem os e-, começando pelos O.M. de menor energia, respeitando o princípio de exclusão do Pauli e a regra do Hund.

A ordem energética obtida para os O.M. é o seguinte:

O cheio dos orbitais moleculares por elétrons segue regras similares às aplicadas no cheio dos orbitais atômicos, estas podem resumir-se da forma seguinte:

1. Os elétrons ocupam sucessivamente os orbitais moleculares de menor energia disponíveis.

2. Em cada orbital molecular pode haver como máximo dois elétrons de spin opostos (princípio de exclusão do Pauli)

3. Nos orbitais moleculares de igual energia, emparelham-se elétrons só depois de ter sido ocupado por um elétron (regra do Hund).

4. Os elétrons não emparelhados nos orbitais moleculares de igual energia têm igual spin.

A partir destas regras e da ordem energética dada para os orbitais moleculares, podem deduzi-los tipos de ligação para as moléculas dos elementos dos dois primeiros períodos da tabela periódica, isto é, para moléculas homonucleares ou moléculas diatômicas de átomos iguais.

Por exemplo, na molécula de H2 se forma uma só ligação e os elétrons a compartilhar são dois, um de cada orbital atômico 1s.

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Como o orbital molecular de menor energia é o orbital lhe ligação, os dois elétrons se “situam” neste orbital e no orbital antiligação não se “situam” elétrons. Como a estabilidade de uma ligação covalente está relacionada com sua ordem de ligação, a energia de ligação da molécula de hidrogênio resulta da diferença de energia entre a do orbital lhe enlacem e a dos orbitais atômicos, quer dizer, que pelo solo feito de situar o par eletrônico no orbital lhe ligação diminui a energia do sistema. Assim a ordem de ligação será:

O qual significa que a molécula diatômica de H2 se forma através de uma simples ligação.Formar-se-á a molécula de He.?

Por isso se pode afirmar que não é possível a formação da molécula diatômica de Hei.

Um dos aspectos que lhe deu valor à teoria dos orbitais moleculares é que pôde explicar a ligação entre os átomos de oxigênio na molécula de oxigênio, justificando o fato de que o mesmo seja paramagnético (atraídas menos intensamente pelos ímãs), pela existência de dois elétrons antiligação não emparelhados na molécula.

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Esta teoria permite uma melhor descrição das propriedades das moléculas em términos da ordem de ligação existente entre os átomos que o constituem, já que em dependência deste, assim serão as distâncias de ligação e a energia requerida para a ruptura dos mesmos.

Características dos compostos moleculares

Podem ser encontrados nos três estados físicos; Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos

iônicos; Quando puros, não conduzem eletricidade; Quando no estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R.

C. Moleculares, R. C. Covalente).

5.4 Ligação metálica

A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, átomos de alta eletropositividade.

Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, coloca-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalha com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá.

Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.

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Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.

Teoria da nuvem eletrônica

Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou "soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons ficam "passeando" entre os átomos dos metais e funcionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe uma força de atração entre os elétrons livres que movimentam-se pelo metal e os cátions fixos.

Teoria das bandas dos sólidos metálicos

Os metais possuem um, dois ou três elétrons de valência em seu último e/ou penúltimo nível energético, por isso apresentam propriedades características, tais como:

Baixo potencial de ionização de seus elétrons de valência Têm vários orbitais de valência não ocupados.

Em resumo, caracterizam-se por ter poucos elétrons de valência e excesso de orbitais de valência.

Estes elétrons de valência pertencem a todo o cristal, como se este fora uma macromolécula e servem para enlaçarem juntos a muitos núcleos.

Nos metais de transição se apresentam como não ocupados alguns orbitais d e semicheios os orbitais s em alguns casos.

Um indício valioso para explicar a natureza do enlace nos metais o subministra sua habilidade para conduzir a eletricidade, o qual implica uma grande liberdade de movimento dos elétrons e isso se explica mediante a Teoria das bandas nos sólidos exposta pelo A. Sommerfeld e F. Bloch em 1928.

Para compreender como está constituída uma banda de elétrons e como intervêm no enlace metálico é necessário considerar:

Os metais cristalizam em redes compactas (altos índices de coordenação).Índices de coordenação: O número de átomos que se encontram mais próximos e eqüidistam de um átomo dado.Isto o justifica o fato de que os elétrons de valência estão deslocalizados, ou seja, não estão unidos é um só núcleo, a não ser, que se estendem ao redor de vários núcleos.

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Quando dois orbitais, um de cada átomo, interatuam se formam dois orbitais moleculares (T.O.M.).

Em uma porção de metal, onde existem muitos átomos cujo empacotamento altamente compacto na rede cristalina provoca a deslocamento dos elétrons, o número de elétrons moleculares dependerá do número de átomos da rede.

Assim, (N) átomos com um orbital atômico por átomo produzem (N) orbitais moleculares pelo que (N) átomos com XO.A. por átomo produzem NX orbitais moleculares.

Analisemos o caso do metal Li que tem um só elétron de valência (2s, 2px, 2py e 2pz)

E

2s 2s

1s 1s O.A O.A O.M

Li Z = 3 1s2 2s1 Li2

No Li2 se forma um orbital molecular lhe enlacem e outro antiligação e só está ocupado o lhe ligação. O Li4 produz outro par de orbitais moleculares lhe ligação e antiligação e a distância entre os níveis de energia diminui ainda mais, o qual se mostra na seguinte figura:

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E

3 N orbitais 2p 3 N orbitais moleculares vazios

N orbitais 2s N orbitais moleculares semicheio zona proibida N orbitais 1s

N orbitais moleculares cheio

Finalmente, quando este ordenamento de átomos, faz-se cada vez maior, os orbitais moleculares estão cada vez mais próximos em energia se fazem tal que os níveis de energia se fazem contínuos. O grupo de níveis energéticos intimamente associados se chama banda de elétrons.

No lítio, uma delas, produzida pelos orbitais atômicos 1s está totalmente ocupada e a outra formada a partir dos orbitais atômicos 2s só está parcialmente ocupada.

A brecha ou diferença de energia entre duas bandas é tão grande que evita com grande efetividade à promoção de elétrones de uma banda a outra mais alta. A esta brecha E grande entre duas bandas lhes denomina zonas proibidas.

No caso do Be, cujos átomos tem configurações eletrônicas 1s2 2s2 as bandas de elétrons são 1s2N 2s2N. Esta distribuição de banda completamente ocupada faz supor que no B não deverão observar-se propriedades condutoras.

Entretanto, a superposição desta banda 2s, com a formada pela interação dos orbitais atômicos 2p que estará completamente vazia, proporciona aos elétrons à possibilidade de passar de uma banda a outra, com solo uma pequena excitação, por isso o Berilo resulta condutor.

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E

3 N orbitais 2p 3 N orbitais moleculares vazios

N orbitais 2s N orbitais moleculares semicheio zona proibida N orbitais 1s

N orbitais moleculares cheio

Se a diferença de energia (E) é relativamente pequena, uma excitação moderada é suficiente para fazer acontecer elétrons de uma banda a outra. As substâncias deste tipo se denominam semicondutores (Si, Ge, As, B, Te).

Como exemplo de semicondutores de importância empregados em transistores e outros dispositivos de estado sólido estão o Ge, Si, etc.

Se E é grande, a excitação necessária para o passo de elétrons da banda enche a seguinte vazia só é possível em condições extremas e a substância não conduz a corrente elétrica. Estes tipos de substâncias se denominam isolantes.

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E E

Orbitais Banda vazia Orbitais Banda atômicos Atômicos vazia E grande E pequena

Orbitais Banda Orbitais Banda Atômicos cheia Atômicos cheia

(a) (b)

Bandas de energia: (a) em um semicondutor; (b) em um isolante.

Os semicondutores são materiais nos que se podem separar facilmente os elétrons de seus átomos, inclusive a temperatura ambiente, não são nem bons condutores nem bons isolantes.

O semicondutor combinado com certos materiais condutores pode ter a propriedade de pouca resistência em um sentido e muita no outro, podendo utilizar-se como retificador.

Estrutura cristalina dos metais

As redes cristalinas dos metais são fundamentalmente de três tipos:

Rede cúbica centrada no corpo (N.C. = 8). Rede cúbica centrada nas caras (N.C. = 12). Rede hexagonal compacta (N.C. = 12).

Rede cúbica centrada no corpo: este tipo de rede cristalina se apresenta nos metais alcalinos e em outros como o bário, o vanádio, o cromo, o nióbio, o tálio, o wolframio e certas formas alotrópicas do titânio, zircônio, háfnio, molibdênio e ferro. Neste agrupamento os átomos se supõem ocupando os vértices de um cubo e o centro desta figura.

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Rede cúbica centrada nas caras: esta forma de cristalização se apresenta na maioria dos metais de transição, entre os que se podem mencionar o cobre, a prata, o ouro, o saboreio, o irídio, a platina e em certas formas alotrópicas do cálcio, estrôncio, escândio, ferro, cobalto, níquel, etc. Neste agrupamento os átomos se situam nos vértices e no centro das caras de um cubo.

Rede hexagonal compacta: apresenta-se em metais da série dos lantanídeos e alguns metais de transição como o rênio e o ósmio e em metais alcalinos térreos como o berilo e o magnésio e em formas alotrópicas do cálcio, estrôncio, cobalto, níquel, magnésio, etc.

A rede cristalina está constituída por átomos situados em:

a) Os vértices de um prisma hexagonal regularb) No centro das bases do prismac) Na região medeia do prisma, no centro dos triângulos alternos em que

pode dividi-la seção hexagonal medeia.

A existência de um mesmo metal em várias formas cristalinas recebe o nome de polimorfismo ou alotropia.

Para a metalurgia tem importância primitiva a alotropia por mudança de temperatura.

A temperatura a qual se efetua a transição de uma modificação a outra se chama temperatura de transformação polimorfa ou alotrópica. Assim, o Fe tem duas temperaturas de transformação alotrópicas: 911 oC e 1392 ºC.

Em geral pode dizer-se que a modificação de temperatura mas alta apresenta de ordinário uma estrutura átomo-cristalino mas simples e uma plasticidade mas elevada.

Ponhamos como exemplo o caso do Fe.

A temperaturas inferiores a 911 oC existe o Fé() ; a 911 oC a rede centrada no corpo do Fé() transforma-se na rede centrada nas caras do Fé(), a qual a 1392ouC volta a converter-se na rede centrada no corpo. A modificação () de alta temperatura se designa pela letra ().

A 768 oC se produz uma detenção na curva de esfriamento, o qual se deve a uma variação das propriedades magnéticas por cima dos 768 oC o Fé() é não magnético, denominando-se esta variedade Fé(). Por debaixo dos 768 oC o Fé() é ferromagnético, quer dizer, é capaz de ímãnarse bem.

Outros metais, além disso, do ferro, por exemplo, o cobalto e o níquel têm também propriedades ferro magnéticas, as quais se perdem paulatinamente ao esquentar o metal.

O que varia nas transformações alotrópicas é o tipo de rede cristalina enquanto que nas transformações magnéticas variam as interações das capas eletrônicas externas e

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internas dos átomos. A transformação de uma forma alotrópica em outra ocorre a temperatura constante

O explicado se ilustra através da seguinte figura:

T ºC = rede cúbica centrada ne corpo (N.C. = 8) 1539 = rede cúbica centrada nas caras (N.C. = 12) = de alta temperatura () = mas não ferro magnética 1392 911 768 (ferromagnético) tiempo

Transformacionais alotrópicas de Fe(s)

Se houvesse um empacotamento perfeito na rede cristalina e as lâminas de íones estivessem completamente isentas de ocos ou deslocamentos, todos os metais seriam muito maleáveis, mas na prática pelo general, têm lugar os deslocamentos. Assim a regularidade da estrutura cristalina se vê alterada por dois tipos de defeitos:

Pontuais (ocos): os ocos se desagradem continuamente na rede cristalina, já que o átomo vizinho passa ao “oco” e deixa vazio o ponto que antes ocupava. A elevação da temperatura, quer dizer, a mobilidade térmica dos átomos, aumenta o número dos atos expressos e, portanto, o número de ocos. Este fenômeno contribui a aumentar a fragilidade do metal.

Lineares (deslocamentos): não se movem espontânea e caoticamente como os ocos, mas basta uma pequena tensão para que um deslocamento comece a mover-se formando um plano, e na seção, uma linha de deslizamento.

Propriedade dos metais Brilho metálico característico; Resistência à tração; Condutibilidade elétrica e térmica elevadas; Alta densidade; Maleabilidade(se deixarem reduzir à chapas e lâminas finas); Ductilidade(se deixarem transformar em fios);

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Ponto de fusão elevado; Ponto de ebulição elevado.

Capítulo 6

Nomenclatura dos compostos inorgânicos.

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Um composto inorgânico é a substância na qual os átomos de dois ou mais elementos são combinados. Alguns compostos são chamados de inorgânicos porque vêm de minerais e não de coisas vivas ou orgânicas.

Compostos que contém carbono quase sempre são compostos orgânicos, mas exceções como o dióxido de carbono são inorgânicos.

Compostos inorgânicos contêm metais ou hidrogênio combinado com um não-metal ou um grupo de não metais.

Podem ser compostos iônicos (ex. NaCl) ou ainda covalentes (ex. silicatos), mas não é raro observar mais de um tipo de ligação em compostos inorgânicos. Os compostos de coordenação também pertencem a esta categoria de compostos e formam ligações de coordenação que tem caráter iônico ou covalente.

Os compostos inorgânicos mais importantes são: óxidos, hidróxidos (bases), ácidos y sais.

6.1 Óxido

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).

Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.

Os óxidos são divididos em 2 subgrupos: Óxidos de Metais, Óxidos de Ametais.

Nomenclatura dos Óxidos de Metais:

Quando o ligante do oxigênio é um metal.

Óxido de (Nome do Metal)

Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga

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Na2O- Óxido de sódio

ZnO- Óxido de zinco

Al2O3 -Óxido de alumínio

Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.

Fe2O3 -Óxido de ferro III

SnO2 -Óxido de estanho IV

Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.

Fe2O3 -Óxido férrico

FeO -Óxido ferroso

Cu2O -Óxido cuproso

CuO -Óxido cúprico

SnO -Óxido estanoso

SnO2 -Óxido estânico

Nomenclatura dos Óxidos de Ametais:

Quando o ligante do oxigênio é um ametal.

(Mon(o)/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do Ametal)

Exemplos:

CO - MONóxido de carbonoCO2 - DIóxido de carbono

SO3 -Trióxido de (Mono)Enxofre

N2O5 -Pentóxido de Dinitrogênio

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6.1.1 Óxidos Básicos

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:

Na2O - óxido de sódio CaO - óxido de cálcio (cal viva) BaO - óxido de bário (barita) CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita) FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

Reações

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do nox em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura do elementos. Exemplos:

Na2O + H2O → 2NaOH K2O + H2O → 2KOH CaO + H2O → Ca(OH)2 FeO + H2O → Fe(OH)2 Na2O + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2O Cu2O + 2HCl → 2CuCl + H2O CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O 3FeO + 2H3PO4 → Fe3(PO4)2 + 3H2O

6.1.2 Óxidos Ácidos ou Anidridos

Definição

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6 +7). Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos.

Nomenclatura

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) prefixo HIPO + sufixo OSO

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Exemplo: Anidrido Hipoiodoso I2O NOX do Iodo = +1

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) + sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Iodoso I2O3 NOX do Iodo = +3

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Iódico I2O5 NOX do Iodo = +5

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) prefixo HIPER/PER + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Periódico I2O7 NOX do Iodo = +7

SO3 Anidrido Sulfúrico

SO2 Anidrido Sulfuroso

Exceção:

CO2 dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico

Alguns exemplos:

CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso. SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico. Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso. Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. SiO2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico. MnO3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês Mn2O7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido

permangânico.

Reações

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO2 + H2O→ H2SO3 P2O5 + 3H2O→ 2H3PO4 N2O3 + H2O→ 2HNO2 CO2 + H2O→ H2CO3 SO2 + 2KOH→ K2SO3 + H2O P2O5 + 6LiOH→ 2Li3PO4 + 3H2O N2O3 + Ba(OH)2 →Ba(NO2)2 + H2O

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CO2 + Ca(OH)2 →CaCO3 + H2O

6.1.3 Óxidos Anfóteros

Definição

São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

SnO óxido de estanho II SnO2 óxido de estanho IV Fe2O3 óxido de ferro III ZnO óxido de zinco Al2O3 óxido de alumínio

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.

Reações

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido torna-se o ânion do sal). Exemplos:

ZnO + H2SO4 →ZnSO4 + H2O ZnO + 2KOH →K2ZnO2 + H2O Al2O3 + 6HCl →2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH →2NaAlO2 + H2O

Alguns dos ânions formados são:

ZnO2-2 zincato

AlO2- aluminato

SnO2-2 estanito

SnO3-2 estanato

PbO2-2 plumbito

PbO3-2 plumbato

AsO3-3 arsenito

AsO4-3 arseniato

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6.1.4 Óxidos Neutros

Definição

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

CO óxido de carbono II (monóxido de carbono) NO óxido de nitrogênio II (Monóxido de nitrogênio) N2O óxido de nitrogênio I (Monóxido de dinotrogênio)

6.1.5 Óxidos Duplos ou Mistos

Definição

São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.

Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4

Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

6.1.6 Peróxidos

Definição

São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.

Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H2O2), componente da água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O2) o que causa a morte de bactérias anaeróbicas. Exemplos:

Na2O2 BaO2

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6.1.7 Superóxidos

São associações de uma molécula de O2 (oxigênio atômico) com uma de O2-2

(peróxido), assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2.

Os ânions superóxidos são altamente reativos e têm capacidade de cindir outras moléculas à medida que entram em contato. Normalmente as mitocôndrias têm esses ânions sob controle. Se algum sai para o citoplasma celular, há uma quantidade de reações químicas protetoras que podem ser ativadas para absorvê-los e prevenir algum dano celular.

6.2 HidróxidoUm hidróxido é uma função química caracterizada por um cátion (geralmente um metal, exceção feita apenas ao cátion amônio) e o ânion hidroxila. Exemplos são o hidróxido de sódio (NaOH, vulgarmente conhecido no comércio como "soda caústica") e o hidróxido de potássio (KOH, vulgarmente conhecido no comércio como "potassa caústica")

Todos os hidróxidos de elevado grau de ionização ("bases fortes") são sempre solúveis em água, já que são fortemente iônicos. Já os demais, por seu caráter covalente são pouco solúveis ou insolúveis em água.

Os hidróxidos são caracterizados por seu caráter básico e tingem de azul o papel de tornassol vermelho.

Nomenclatura

Hidróxido de nome do cátion

Exemplos

hidróxido de sódio hidróxido de cálcio hidróxido de magnésio hidróxido de amônio hidróxido de alumínio hidróxido de ferro(II) hidróxido de ferro(III)

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6.2.1 BasesSegundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que liberta única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)

Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.

As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

H2SO4 + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaSO4 (ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)

HCl + NaOH → H2O + NaCl (ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Algumas bases (álcalis) conhecidas:

Soda Cáustica (NaOH) Leite de magnésia (Mg(OH)2) Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2) Cloro de piscina Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela

apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica) Banana verde Antiácidos em geral Produtos de limpeza Amônia (NH3) Sabão (todos) e detergente

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6.2.2 Classificação das bases

Quanto ao número de hidroxilas Monobases ( 1 OH– ): NaOH, KOH, NH4OH Dibases ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2 Tribases ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3 Tetrabases ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4

Quanto ao grau de dissociação Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e

alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidóxido de Magnésio são bases fracas.

Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

Quanto à solubilidade em água Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis.

Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.

Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral. Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas

chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

6.3 ÁcidosÁcido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

HCl → H+ + Cl –

Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão,

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segundo esta definição, é um ácido de Lewis ( tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 - se doarem o H+

durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius. Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de

elétrons.

Os ácidos encontram-se dividídos em dois subgrupos: - Hidrácidos (não apresentam átomos de oxigênio) - Oxiácidos (apresentam átomos de oxigênio)

6.3.1 Nomenclatura dos Hidrácidos:

Ácido + elemento químico + ídrico

Exemplos:

HCl - Ácido Clorídrico

HBr - Ácido Bromídrico

HI - Ácido Iodidrico

HF - Àcido Fluoridrico.

H2S – Ácido sulfidrico

6.3.2 Nomenclatura dos Oxiácidos:

Ácido + prefixo (se necessário) + elemento químico + sufixo

Nox Prefixo Sufixo

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+1 hipo- -oso

+3 / +4 - -oso

+5 / +6 - -ico

+7 per- -ico

Exemplos:

- Ácido Hipocloroso (HClO) ~ NOX do Cl = +1

- Ácido Cloroso (HClO2) ~ NOX do Cl = +3

- Ácido Clórico (HClO3) ~ NOX do Cl = +5

- Ácido Perclórico (HClO4) ~ NOX do Cl = +7 -

6.3.3 Nomenclatura dos oxiácidos (Família diferente da 7A):

Nox igual a família: -ICO

H2SO4 – Ácido sulfúrico

H3PO4 – Ácido Fosfórico

H3AsO4 – Ácido Arsénico

H2SeO4 – Ácido Selénico

Nox igual a família –2: OSO

H2SO3 – Ácido sulfuroso

H3PO3 – Ácido Fosforoso

H3AsO3 – Ácido Arsenioso

H2SeO3 – Ácido Selenioso

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6.3.4 Força dos Ácidos (segundo Arrhenius)

Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. Exemplo o ácido clorídrico é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.

HCl → H+ + Cl –

HNO3 → H+ + NO3 –

Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equílibrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.

( em solução aquosa )

Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.

Aspectos gerais da Força dos ácidos Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.

Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: HxOy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1). Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .

6.4 Sais

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HAc H+ + Ac-

Em química, um sal é um composto iônico, ou seja, formado por cátions e ânions. Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:

Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:

CO2 + CaO → CaCO3

Os íons que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F -, ou o cátion cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO4

2-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion acetato, CH3COO–).

Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos.

O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana.

A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos ou básicos.

6.4.1 Formulação e nomenclatura das sais.

A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e depois o ânion que o compõem.

Um sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem:

Terminação do ácido

Terminação do ânion Exemplo de ânion Exemplo de sal

-ídrico -eto ácido clorídrico (HCl) → cloreto de sódio

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cloreto (Cl-) NaCl

-ico -ato ácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO4

3-)fosfato de magnésio Mg3(PO4

3-)2

-oso -ito ácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO3

2-)

sulfito de potássio

K2 SO3

Usando a regra do número de oxidação

A terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central:

Nome do ácido Número de oxidação Ânion (átomo central)

hipo...oso +1, +2 hipo...ito

...oso +3, +4 ...ito

...ico +5, +6 ...ato

per...ico +7 per...ato

E existem alguns macetes para memorizá-la:

Mosquito teimoso te mato, te pico e te meto no vidríco

Perigoso mosquito no Bico do pato

Frederico no espeto, bico de pato, osso de cabrito

Ou

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Bico de Pato, Formoso Periquito, com ácido clorídrico não me meto.

Lista de sais

acetatos são os sais do ácido acético carbonatos são os sais do ácido carbônico cloretos são os sais do ácido clorídrico cianetos são os sais do ácido prússico, mais conhecido por ácido cianídrico sulfetos são os sais do ácido sulfídrico nitratos são os sais do ácido nítrico nitritos são os sais do ácido nitroso fosfatos são os sais do ácido fosfórico sulfatos são os sais do ácido sulfúrico citratos são os sais ácido cítrico

4.4.2 Classificação das sais.

Existem 3 subgrupos: Sais neutros, Sais ácidos e Sais básicos.

Sais Ácidos:

São sais provenientes da neutralização parcial de um ácido.

Sal = (Nome do ânion) + (Mono/Di/Tri/etc.)Hidrogênio + (Nome do Cátion)

ou

Sal ácido= (Mono/Di/Tri/etc.)Hidrogeno + (Nome do ânion) + de + (Nome do cátion)

Sendo que o (Mono/Di/Tri/etc.) depende de quantos átomos de H's que "sobraram".

Exemplo

H3PO4 + NaOH = H2O +NaH2PO4 (Ácido) + (Base) = água + (Sal ácido) (Ácido fosfórico) + (Hidróxido de sódio) = água + (Fosfato de hidrogênio de sódio)

Sal Fosfato Dihidrogeno de Sódio ou Dihidrogeno Fosfato de Sódio ou Fosfato diácido de Sódio

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Sais básicos ou hidrossais:

São sais provenientes da neutralização parcial de uma base.

Sal básico = (nome do ânion) + (Mono/Bi/Tri/etc.)básico + de + (nome do cátion)

Sendo que o (Mono/Bi/Tri/etc.) depende de quantos átomos de hidroxilas que "sobraram".

Exemplo

HNO3 + Ca(OH)2 = H2O + Ca(OH)NO3 (Ácido) + (Base) = água + (Sal básico) (Ácido nítrico) + (Hidróxido de cálcio) = (água + nitrato monobásico de cálcio)

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