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Sumário
HISTÓRICO DA QUÍMICA; ................................................................................ 2
ESTRUTURA DO ÁTOMO E PARTÍCULAS SUBATÔMICAS; .......................... 7
MISTURA E SUBSTÂNCIA PURA ................................................................... 10
FENÔMENOS QUÍMICOS E FÍSICOS ............................................................ 12
TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 19
PROPRIEDADES APERIÓDICAS ................................................................... 28
ÍONS ................................................................................................................ 33
GABARITO ....................................................................................................... 35
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................. 36
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ETAPA 1
HISTÓRICO DA QUÍMICA;
Neste exato momento, a humanidade tem conhecimento de uma
quantidade de substâncias químicas da ordem de meio milhão ou mais. A cada
momento novas substâncias são criadas pelos cientistas ao redor do mundo,
sendo que estas têm possibilidades ilimitadas de multiplicação e formações de
novas combinações orgânicas e inorgânicas.
Mas as moléculas são a menor parte da matéria? Não, pois como toda
parede é formada por tijolos e cimento, a matéria é formada por moléculas e
essas por partes muito menores, os tijolos da vida: os átomos. Esse nome foi
dado pelo filósofo grego Demócrito (546 – 460 a.C.).
Mas o que significa “átomo”? Para compreendermos seu significado,
devemos voltar até a época de Demócrito e pensar como ele para traduzir o
significado.
Ele possuía o mesmo pensamento que nós: é impossível conceber que
exista um objeto inteiro como uma árvore ou uma montanha inteira, deste
modo tudo deve ser formado por pequenas partes, como um quebra-cabeça.
Ele pensou em algo bem simples, como uma esfera indivisível, tanto que este
princípio deu a origem para a palavra átomo (a = não, tomos = divisões).
Este modelo era muito simples, avançado para a época em que foi criado,
mas para as atuais não servia, ou seja, ele criava mais perguntas do que
respondia.
Com a evolução da ciência e do ser humano, novos modelos atômicos
foram criados, mas poucos obtiveram tanto sucesso como os que serão
descritos a seguir. Pois estes modelos, para as suas épocas, responderam
mais perguntas do que as criaram. Mas somente até certo ponto, então ficavam
obsoletos e eram substituídos.
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1) Modelo atômico de Dalton
John Dalton, em 1803, a partir de conclusões de diversos cientistas e do
princípio de Demócrito de que o átomo era formado por uma esfera indivisível,
criou certo modelo que explicava as leis da conservação de massa e da
composição definida. Essa foi baseada em diversos experimentos que levou as
seguintes conclusões:
a) Toda matéria é formada por partículas fundamentais, os átomos.
b) Os átomos não podem ser criados e nem destruídos, eles são
permanentes e indivisíveis.
c) Um composto químico é formado pela combinação de átomos de dois
ou mais elementos em uma razão fixa.
d) Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os
aspectos, já os átomos de diferentes elementos possuem propriedades
diferentes. Os átomos caracterizam os elementos.
e) Quando os átomos se combinam para formar um composto, quando se
separam ou quando acontece um rearranjo são indícios de uma transformação
química.
Ou seja, ele acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea,
não destrutível, não divisível e carga elétrica neutra, algo como uma bola de
bilhar ou uma bola de gude.
Partes dessa teoria ainda são válidas até hoje e foram usadas como
degraus para várias outras teorias. Vejamos quais ainda são aceitas e quais
não:
a) Os elementos químicos são formados por pequenas partículas
denominadas átomos - Correto, tanto que há diversos átomos conhecidos.
b) Os átomos são partículas maciças e indivisíveis - Falso, pois se sabe
que o átomo é formado por outras partículas e já foi provada a existência da
fissão nuclear.
c) Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais e os átomos de
elementos diferentes têm massas diferentes - Falso, pois Dalton não sabia da
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existência dos isótopos, ou seja, o mesmo átomo não tem sempre a mesma
massa.
d) Os átomos dos elementos permanecem inalterados nas reações
químicas - Correto, tanto que explica o porquê da massa ser conservada nas
reações químicas.
e) Os compostos são formados pela ligação dos átomos dos elementos
em proporções fixas - Correto. Essa é a Lei da composição definida, que
explica porque cada composto é caracterizado por proporções fixas.
2. Modelo atômico de Thompson Em 1898, o físico inglês Joseph John Thompson, realizou experimentos
científicos com descargas elétricas de gases e com a radioatividade, e sugeriu
um novo modelo atômico que substituiu o de Dalton, devido a seu modelo não
contemplar a eletricidade.
Após os seus experimentos, Thompson postulou que como a matéria tem
a tendência de ficar neutra, a quantidade de cargas positivas deveria ser igual
à de cargas negativas.
Deste modo, as experiências realizadas no século XIX, em conjunto com
o modelo atômico de Thompson, possibilitaram a descoberta do próton e do
elétron.
Thompson, quando apresentou seu modelo, descreveu-o como uma
esfera carregada positivamente e que elétrons de carga negativa ficavam
incrustados nessa.
Esse modelo foi apelidado de pudim de ameixas. Mais tarde, com novos
experimentos, Thompson postulou que os elétrons estavam situados em anéis
e esses se movimentam em órbitas ao redor da esfera positiva.
3. Modelo atômico de Rutherford
A partir do século passado, vários cientistas desenvolveram diversos
experimentos que provaram que o átomo é constituído por partículas muito
pequenas, subatômicas.
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Rutherford foi um desses cientistas, onde para verificar se os átomos
eram realmente maciços como dizia Thompson e Dalton, Rutherford
bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,1mm) com
partículas radioativas e positivas, do tipo alfa, emitidas por polônio radioativo.
Após realizar a experiência e anotar diversas observações, somente em
1911, Rutherford esclareceu esse fato. Ele decifrou o que os resultados
experimentais realmente significavam e concluiu certas coisas em relação ao
átomo:
Observações Conclusões
Grande parte das partículas alfa atravessa a lâmina sem desviar o curso.
Boa parte do átomo é vazia. No espaço vazio (eletrosfera) provavelmente estão localizados os elétrons.
Poucas partículas alfa não atravessam a lâmina e voltavam.
Deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo).
Algumas partículas alfa sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina.
O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas alfa (positivas).
A comparação do número de partículas alfa que atravessavam a lâmina
com o número de partículas alfa que voltavam levou Rutherford a concluir que
o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio do núcleo. A partir dessas
conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante a um
sistema planetário.
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Entretanto, ao apresentar o seu modelo atômico, Rutherford cometeu um
deslize. Ele explicou que quando acabasse a energia dos elétrons para circular
o núcleo, essas iriam cair no núcleo. Este comentário reduziu o tempo de vida
do modelo atômico em diversos anos, tanto que o próximo modelo foi
apresentado 2 anos após este.
2. Modelo atômico de Bohr
Niels Bohr, pupilo e assistente de Rutherford, acompanhou todo o
desenvolvimento do modelo atômico sistema planetário, bem como o seu fim
perante importantíssimos cientistas. O que o levou a tentar “consertar” o
modelo atômico de seu professor. Assim, no ano de 1913, estabeleceu o novo
modelo atômico sistema planetário que é usado até os dias atuais.
Bohr chegou a esse modelo de átomo refletindo sobre o dilema do átomo
estável. Ele acreditava na existência de princípios físicos que descrevessem os
elétrons existentes nos átomos. Bohr foi um dos primeiros a utilizar a física
quântica para descrever o átomo.
Tudo começou com Bohr admitindo que um gás emitia luz quando uma
corrente elétrica passava nele. Isso se explica pelo fato de que os elétrons, em
seus átomos, absorvem energia elétrica e depois a liberam na forma de luz.
Então, ele deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível
para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada,
como pacotes de energia.
Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis
de energia. Mas se um átomo absorve energia de uma descarga elétrica,
alguns de seus elétrons ganham energia e passam para um nível de energia
maior, nesse caso o átomo está em estado excitado.
Com essas constatações Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de
Rutherford, chegou ao modelo do átomo como sistema planetário, onde os
elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas.
Com auxílio de das pesquisas de Bohr, o físico James Chadwick,
acrescenta mais uma partícula no núcleo do átomo, de carga elétrica neutra,
chamada de nêutron. Finalizando o modelo atômico mais atual
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ESTRUTURA DO ÁTOMO E PARTÍCULAS SUBATÔMICAS;
Segundo o modelo atômico atual, o átomo é formado por duas regiões
distintas: o núcleo e a eletrosfera.
Cada uma delas agrupa partículas distintas. No núcleo estão localizados
os prótons (carga positiva) e os nêutrons (carga neutra), sendo estas partículas
que representam praticamente toda a massa do átomo. O elétron (carga
negativa), localizado na eletrosfera, possui, segundo os experimentos de
Rutherford, massa 1840 vezes menor que a do próton. Deste modo seria o
mesmo que somar 1 a 1x10-10, que é aproximadamente 1. Veja:
Soma = 1 + 0,0000000001
Soma = 1,0000000001, o que é aproximadamente igual a 1.
Exercícios
1. (PUCRS/2-2001) Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr propôs um
novo modelo atômico, fundamentado na teoria dos quanta de Max Planck,
estabelecendo alguns postulados, entre os quais é correto citar o seguinte:
A) Os elétrons estão distribuídos em orbitais.
B) Quando os elétrons efetuam um salto quântico do nível 1 para o nível
3, liberam energia sob forma de luz.
C) Aos elétrons dentro do átomo são permitidas somente determinadas
energias que constituem os níveis de energia do átomo.
D) O átomo é uma partícula maciça e indivisível.
E) O átomo é uma esfera positiva com partículas negativas incrustadas
em sua superfície.
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2. (UFMG-1997) Ao resumir as características de cada um dos
sucessivos modelos do átomo de hidrogênio, um estudante elaborou o seguinte
quadro:
Modelo Atômico Características
Dalton Átomos maciços e indivisíveis
Thompson Elétron, de carga negativa, incrustado em uma esfera de carga positiva. A carga positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a esfera.
Rutherford
Elétron, de carga negativa, em órbita em torno de um núcleo central, de carga positiva. Não há restrição quanto aos valores dos raios das órbitas e das energias do elétron.
Bohr
Elétron, de carga negativa, em órbita em torno de um núcleo central, de carga positiva. Apenas certos valores dos raios das órbitas e das energias do elétron são possíveis.
O número de erros cometidos pelo estudante é:
A) 0
B) 1
C) 2
D) 3
E) 4
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3. (UFRJ) Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos
relativos a conceitos básicos para o estudo do átomo, analisam as seguintes
afirmativas:
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e
números de massa diferentes.
II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de
prótons com o de nêutrons.
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número
de prótons com o de elétrons.
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos
diferentes e mesmo número de massa.
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos
diferentes, número de massas diferentes e mesmo número de nêutrons.
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas
verdadeiras são as indicadas por:
A) I, III e V
B) I, IV e V
C) II e III
D) II, III e V
E) II e V
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4. (UFU-MG) O átomo é a menor partícula que identifica um elemento
químico. Ele possui duas partes, a saber: uma delas é o núcleo, constituído por
prótons e nêutrons, e a outra é a região externa – a eletrosfera-, por onde
circulam os elétrons. Alguns experimentos permitiram a descoberta das
características das partículas constituintes do átomo.
Em relação a essas características, indique a alternativa correta.
A) Prótons e elétrons possuem massas iguais e cargas elétricas de sinais
opostos.
B) Entre as partículas atômicas, os elétrons têm maior massa e ocupam
maior volume no átomo.
C) Entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior
massa e ocupam maior volume no átomo.
D) Entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm mais
massa, mas ocupam um volume muito pequeno em relação ao volume total do
átomo.
5. (PUC-PR) Dados os átomos de 238U92 e 210Bi83, o número total de
partículas (prótons, elétrons e nêutrons) existentes na somatória será:
A) 641
B) 528
C) 623
D) 465
E) 496
MISTURA E SUBSTÂNCIA PURA
Substância pura é todo material com as seguintes características:
- Estrutura básica (moléculas, conjuntos iônicos) deve ser quimicamente
igual 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 química.
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As misturas não apresentam nenhuma das características acima.
Mistura é qualquer sistema formado por duas ou mais substâncias puras,
denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme
apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte do contexto que
seja examinada.
Toda mistura homogênea é uma solução.
Assim podemos dizer simplificadamente que toda a substância pura é
formada por uma única molécula e a mistura é formada por duas ou mais
substâncias puras.
Substância simples e composta
- Substância simples é toda substância pura formada de um único
elemento químico.
- Substância composta é toda substância pura formada por mais de dois
elementos químicos diferentes
Sistemas heterogêneos e homogêneos
Sistema é uma porção do universo, a qual é considerada como todo para
melhor estudo.
O sistema pode ser classificado em homogêneo (ou material homogêneo
ou matéria homogênea), o qual apresenta as mesmas propriedades em
qualquer parte de sua área em que seja examinado.
Pode ser classificado também como heterogêneo (ou material
heterogêneo ou matéria heterogênea), que diferente do homogêneo é aquele
que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua área.
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Dentro de sistemas também há o conceito de fases ou camadas que são
diferentes porções de material homogêneo divididos por uma superfície, que
constituem um sistema heterogêneo.
Assim, um sistema homogêneo não possui fases, então classificamos
como monofásico, já os sistemas heterogêneos são polifásicos, ou seja,
possuem mais de uma fase.
Partindo deste princípio podemos dizer que se um sistema com n
componentes sólidos, ou líquidos, deve ter n fases. Entretanto o mesmo não se
aplica aos gases, pois a sua principal característica é que estes se misturam
formando apenas uma fase, então todo o sistema gasoso é homogêneo.
Os sistemas têm algumas particularidades, como, no heterogêneo, em
relação as suas fases, estas podem ser uma mistura (heterogênea) ou uma
substância pura em mudança de estado físico. Já o sistema homogêneo é uma
mistura (homogênea) ou uma substância pura num único estado físico.
FENÔMENOS QUÍMICOS E FÍSICOS
Fenômeno Químico
Um fenômeno químico acontece quando há reação química (na maioria
das vezes irreversível). Por exemplo, na queima um combustível é combinado
com oxigênio (O2) gasoso, liberando calor e produzindo um óxido.
Alguns exemplos de fenômenos químicos:
- Combustão (queima);
- Ferrugem (o ferro reage aos poucos com o oxigênio, causando a
oxidação);
- Fotossíntese (a planta absorve CO2 da atmosfera e o transforma em
glicose e oxigênio);
- Digestão (ácidos presentes no estômago destroem as moléculas de
alimento).
Como podemos visualizar se ocorreu uma reação química:
- Normalmente há liberação de gás após a mistura dos reagentes;
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- E/ou formação de um sólido/líquido/gasoso após a mistura de reagentes;
- E/ou mudança de cor;
- E/ou mudança de temperatura.
Fenômenos Físicos
Os fenômenos físicos são aqueles onde as propriedades da matéria não
se alteram (ponto de fusão, ebulição, etc), e não ocorre reação química, sendo
este processo reversível. Como, por exemplo, no derretimento do gelo, já que
mantém as suas propriedades intactas, pois apenas está ocorrendo a
passagem de água sólida para água líquida.
Separação de misturas
Na natureza, raramente encontram-se substâncias puras. Em função
disso, é necessário utilizarmos métodos de separação se quisermos obter uma
determinada substância.
Para a separação dos componentes de uma mistura, ou seja, para obter
uma substância de forma pura, devemos utilizar um conjunto de processos
físicos denominados análise imediata. Como são processos físicos, partem do
mesmo principio de um fenômeno físico: não alterando a composição das
substâncias da mistura alvo.
Há diversos exemplos onde se utilizam estes métodos ao nosso arredor,
como:
- Separação de frutas podres das boas em cooperativas (catação);
- Exame de sangue: Separa-se o sangue puro do plasma, através de um
processo de sedimentação acelerada;
- Dessalinização da água do mar: Para realizar tal processo as usinas
dessalinizadoras utilizam um processo chamado de osmose e membranas
semipermeáveis para purificar a água;
- Entre várias outras aplicações.
Existem distintos métodos para os dois diferentes tipos de misturas
(homogênea e heterogênea) devido ao fato de terem propriedades físicas
diferentes, porém alguns são bem semelhantes, como veremos a seguir.
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1) Separação de sólidos
Ø Catação: É o processo em que se recolhe, com as mãos ou pinça um
dos componentes da mistura.
Exemplo: separar o feijão das impurezas.
Ø Litigação: separa substâncias mais densas (mais pesadas) das menos
densas (menos pesadas) usando água corrente.
Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso)
da areia (menos densa).
Ø Dissolução ou Flotação: consiste em dissolver a mistura em solvente
com densidade intermediária entre as densidades dos componentes das
misturas. Exemplo: serragem + areia, adiciona-se água na mistura. A areia fica
no fundo e a serragem flutua na água.
Ø Peneiração: separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda
sólidos em suspensão em líquidos.
Exemplo: Peneirar a areia para ficar com os grãos mais finos e os maiores
ficam na peneira.
Ø Separação magnética: usado quando um dos componentes da mistura
é um material magnético. É utilizado um ímã ou eletroímã para retirar o
material.
Exemplo: Separação de objetos metálicos do lixo em grandes usinas de
reciclagem.
Ø Ventilação: usada para separar dois componentes sólidos com
densidades diferentes. É aplicado um jato de ar sobre a mistura.
Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta.
Ø Dissolução fracionada: consiste em separar dois componentes sólidos
utilizando um líquido que dissolva apenas um deles.
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Exemplo: mistura de sal e areia.
2. Separação de Sólidos e Líquidos
Ø Sedimentação: consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se
depositar no fundo do recipiente.
Exemplo: mistura de água com areia.
Ø Decantação: é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o
recipiente. Pode-se utilizar um funil de decantação para remover um dos
componentes da mistura. Este método pode ser utilizado também para separar
líquidos de densidades diferentes.
Exemplo: Mistura de água e óleo ou água e areia
Ø Centrifugação: é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se
um aparelho chamado centrífuga ou centrifugador, que pode ser elétrico ou
manual.
Exemplo: Separar a água da roupa molhada num lavadora de roupa, ou o
plasma do sangue do resto.
Ø Filtração: Utiliza-se um filtro para reter o sólido e deixar passar o
líquido.
Exemplo: Separação de areia de água.
Ø Evaporação: consiste em evaporar o líquido que está misturado com
um sólido, sem se preocupar com o que acontecerá com o líquido.
Exemplo: evaporar sal de cozinha da água do mar.
3. Separação de Misturas Homogêneas
Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas
usamos métodos específicos que se baseiam no conhecimento prévio das
propriedades das substâncias envolvidas, como ponto de fusão, de ebulição,
etc.
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Ø Destilação: consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de
ebulição diferentes. Os líquidos devem ser possíveis de serem misturados
entre si.
Os líquidos são colocados no frasco de destilação, então são aquecidos
até que o primeiro evapore, passe pelo condensador e retorne para o estado
líquido ou sólido, depende do seu estado inicial.
Exemplo: água e álcool
Destilação simples: este processo é usado quando os pontos de ebulição
das substâncias envolvidas são bem distantes. Sendo que irá sair primeiro a
substância de menor ponto de ebulição.
Destilação fracionada: utilizado quando a diferença dos pontos de
ebulição das substâncias envolvidas é muito pequena, menores que 10°C. A
ordem de destilação sempre irá ser crescente em valores, ou seja, a substância
de menor ponto de ebulição irá evaporar primeiro e em seguida a intermediária
e assim por diante.
Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada
para separar misturas de dois ou mais líquidos. As torres de separação de
petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural,
querosene, piche, dentre outros.
Abaixo podemos visualizar um equipamento de laboratório, com o qual é
possível realizar a destilação simples. A principal diferença da aparelhagem
para realizar a destilação simples da
fracionada fica na região (no desenho
abaixo) do frasco de destilação, onde a
parte da “garganta” tem pequenos
relevos na parte interna para dificultar a
passagem dos gases de substâncias
diferentes com ponto de ebulição muito
próximos.
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Exercícios:
1. (UFES) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases
faz com que o petróleo jorre para fora. Ao reduzir-se à pressão, o petróleo
bruto para de jorrar e tem de ser bombeado. Devido às impurezas que o
petróleo bruto contém, ele é submetido a dois processos mecânicos de
purificação antes do refino: separá-lo da água salgada e separá-lo de
impurezas sólidas, como areia e argila. Esses processos mecânicos de
purificação são respectivamente:
A) Decantação e filtração
B) Decantação e destilação fracionada
C) Filtração e destilação fracionada
D) Filtração e decantação
E) Destilação fracionada e decantação
2. Associe as atividades do cotidiano abaixo com as técnicas de
laboratório apresentadas a seguir:
- Preparar cafezinho com café solúvel
- Preparar chá de saquinho
- Coar um suco de laranja
1. Filtração 2. Solubilização
3. Extração 4. Destilação
A sequência correta é:
A) 2, 3 e 1;
B) 4, 2 e 3.
C) 3, 4 e 1.
D) 1, 3 e 2.
E) 2, 2 e 4.
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3. O mercúrio, um metal líquido, é utilizado pelos garimpeiros para extrair
ouro. Nesse caso, o mercúrio forma com o ouro, uma mistura líquida
homogênea, que pode ser separada facilmente da areia e da água.
Infelizmente, esse processo causa muitos danos ao meio ambiente. O uso do
mercúrio contamina o solo, as águas, o ar atmosférico e os próprios
garimpeiros.
A separação do ouro é feita sob aquecimento, isso só é possível porque:
A) o ouro é mais volátil que o mercúrio.
B) o ouro é mais denso que o mercúrio.
C) o ponto de ebulição do mercúrio é menor que o do ouro.
D) o mercúrio funde-se a uma temperatura menor que o ouro.
E) o ouro dissolve-se no mercúrio.
4. (UFMG) Com relação ao número de fases, os sistemas podem ser
classificados como homogêneos ou heterogêneos. As alternativas
correlacionam adequadamente o sistema e sua classificação, exceto em:
A) Água de coco/heterogêneo
B) Laranjada/ heterogêneo
C) Leite/homogêneo
D) Poeira no ar/ heterogêneo
E) Água do mar filtrada/homogêneo
5. (UFSC) Com relação às substâncias O2, H2, H2O, Pb, CO2, O3, CaO,
S8, podemos afirmar que:
A) Todas as substâncias são simples.
B) Somente O2, H2 e O3 são substâncias simples.
C) Todas são substâncias compostas.
D) Somente CO2, CaO, S8 são substâncias compostas.
E) As substâncias O2, H2, Pb, O3 e S8 são simples.
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TABELA PERIÓDICA
Histórico, classificação, localização periódica, propriedades periódicas e
aperiódicas.
A tabela periódica começa ter uma ideia de construção no ano de
1817 com as “leis das tríades” de Johann Wolfgang Döbereiner, mas apenas
adquiri o formato mais parecido com o atual em 1869, com a disposição
sistemática de Dmitri Mendeleiev e Lothar Meyer.
Para se construir a tabela periódica era necessário conhecer os
elementos que a constituiriam e para isso foram necessários séculos. Mesmo
sabendo da existência de vários minérios desde a antiguidade, como ferro,
ouro e prata, a primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu apenas
durante a era dos alquimistas, quando o alquimista Hening Brand descobriu
o fósforo.
Durante os séculos seguintes, novos elementos foram descobertos e uma
extensa quantidade de pesquisas e experiências para determinar as
propriedades dos elementos e seus compostos. Apartir disso, devido à grande
quantidade de dados obtidos sobre estes elementos, os químicos tiveram que
criar modelos de pesquisa e maneiras eficientes classificá-los e tentar
organizá-los em grupos.
Para isso, foram criados vários modelos de classificação, mas poucos se
sobressaíram, porém mesmo estes tiveram seus méritos. Vejamos a seguir:
A Lei das Tríades, de Döbereiner, foi um método de distribuição
considerado ineficaz porque era muito restrito e só atendia a alguns elementos.
Vejamos como era:
Proximidade
Fe = 56u
Co = 59u
Ni = 58u
O Ferro, o Cobalto e o Níquel possuem massas atômicas muito próximas.
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Diferença comum
Li = 7u
Na = 23u
K = 39u
A diferença obtida entre as massas dos elementos consecutivos na ordem
crescente se mantinham constante, igual a 16. De fato: 23 – 7 = 16; 39 – 23 =
16.
Média aritmética
Ca = 40u Sr = 88u Ba = 137u Efetuando-se a média aritmética entre as massas do Cálcio e
do Bário obtém-se a massa atômica aproximada do Estrôncio: 137 40
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- O Parafuso Telúrico, de Chancourtuois, obteve baixa aceitação desse
método, pois os valores das massas atômicas eram, muitas vezes, errôneos e
imprecisos. Vejamos como foi o seu pensamento:
Inicialmente, dividiu a superfície de um cilindro em 16 colunas e inúmeras
horizontais; atribuiu ao oxigênio a massa 16u (unidade de massa atômica),
então traçou uma linha helicoidal que começava pelo oxigênio e terminava no
décimo sexto elemento mais pesado, até onde a linha alcançava. Repetiu esse
procedimento até que todos os elementos fossem alocados nas linhas
divisórias. Ficando parecida com o desenho ao lado.
- Com Lei das Oitavas, de Newlands,
devido a apresentar os mesmo problemas
cometidos por Chancourtuois foi banido, já
que alguns elementos estavam em lugares
errados: o cloro e o flúor, por exemplo, não
possuem características semelhantes ao
Cobalto ou ao Níquel. Vejamos o seu
pensamento:
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Ele idealizou a classificação dos elementos pela ordem crescente de
massa atômica, por parte ele estava correto em pensar desta, já que a atual
tabela se baseia na ordem crescente de número atômico. Porém Newlands
cometeu o erro em utilizar apenas sete grupos, que foram dispostos lado a
lado. Ele logo percebeu que as propriedades químicas eram parecidas ao
primeiro e oitavo elementos, da esquerda para a direita.
Mas, apesar destes modelos terem fracassado, eles contribuíram para o
constante aperfeiçoamento sobre a classificação dos elementos químicos.
Dois cientistas trabalharam isoladamente um do outro, mas chegaram a
resultados parecidos, foram eles: Julius Lothar Meyer (1830-1895) e Dmitri
Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), sendo o trabalho de Mendeleev mais
ousado.
Mendeleev apresentou seu modelo de classificação dos elementos à real
Sociedade Russa de Química, onde obteve grande aceitação. A sua teoria
pode ser confirmada com algumas observações suas:
“Os elementos, se dispostos de acordo com as massas atômicas, revelam
evidente periodicidade de propriedades”.
“Devemos esperar a descoberta de muitos elementos ainda
desconhecidos; por exemplo, elementos análogos ao alumínio (exa-Alumínio) e
ao silício (exa-Silício), cujas massas atômicas ficariam compreendidas entre 65
e 75”.
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Assim, segundo Mendeleev, as propriedades dos elementos são uma
função periódica de suas massas atômicas.
Porém a tabela periódica atual não é a de Mendeleev, apenas com vários
outros elementos adicionados, mas sim uma atualização, já que em 1913
surgiu o conceito de número atômico, que é o atual classificatório.
Na próxima página está representada a tabela periódica, em sua
atualização mais recente.
A tabela periódica atual é dividida em 18 colunas e 7 linhas.
As colunas foram chamadas de famílias, deste modo como toda família
tem características em comum, com os elementos não seriam diferentes, estes
possuem características físicas e químicas semelhantes.
A numeração das Famílias da Tabela Periódica se inicia no 1e continua
até a18. Sendo dividida entre elementos representativos, os quais fazem parte
as famílias 1 e 2 e da 13 a 18, também há os elementos não representativos,
que são da coluna 3 a 12 e os metais de transição interna.
A Tabela Periódica também fornece a informação de quais elementos são
Metais, Não-Metais e Semi-Metais. Sendo as famílias:
- Família 1: Metais Alcalinos
- Família 2: Metais Alcalino-Terrosos
- Família 3 à 12: Metais de Transição
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- Família 13: Família do Boro
- Família 14: Família do Carbono
- Família 15: Família do Nitrogênio
- Família 16: Calcogênios
- Família 17: Halogênios
- Família 18: Gases Nobres
A seguir podemos verificar as divisões de metais, ametais e semi-metais
que usaremos mais adiante.
As linhas são chamadas de períodos e todos os elementos que fazem
parte do mesmo têm a mesma quantidade de camadas eletrônicas.
Mas antes de estudarmos profundamente a tabela periódica, devemos
entender o mais básico dos seus usos: identificar os valores que ela fornece.
Dentre as diversas informações que constam nas tabelas periódicas mais
atuais que podemos verificar para cada elemento, as mais simples são o
número atômico e o número de massa, que serão explicados a seguir.
A partir de 1931, pelas descobertas de Moseley, o que realmente
diferencia um elemento químico de outro é a quantidade de carga nuclear que
ele contém, por isso através de diversas experiências e cálculos de precisão
realizados por ele, foram encontradas as quantidades de prótons de cada
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elemento existente no mundo. Este número foi chamado de Número atômico,
representado pela letra “Z”.
Z = p+
Assim podemos concluir que não existem átomos de elementos químicos
diferentes com o mesmo número atômico, se têm o mesmo número atômico é
o mesmo elemento.
Foi percebido também que se um átomo é neutro, aquele que não perdeu
e nem ganhou nenhum elétron, a quantidade de cargas positivas precisam ser
iguais às cargas negativas, ou seja, em um átomo nêutro o Z é igual para os
elétrons também.
Z = p+ = e –
Exemplo:
Magnésio (Mg): Número atômico (Z) = 12
Este átomo do jeito que está, não perdeu e nem ganhou nenhum elétron,
assim as quantidades de partículas são as mesmas:
Z = p+ = e –
p+ = 12
e – = 12
Agora que já temos a quantidade de prótons e elétrons, precisamos da
quantidade de nêutrons, para isso iremos precisar de outro conceito: o número
de massa, que é representado pela letra “A”.
Este número é a soma da quantidade de prótons e nêutrons que existem
no núcleo, assim para fins de cálculo e por convenções matemáticas foi
combinado que o próton e o nêutron teriam massas iguais a 1. Então temos a
seguinte expressão:
A = n0 + p
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Como a quantidade de prótons pode ser descrita como Z, então temos:
A = n0 + Z
Logo a quantidade de nêutrons ficará a cargo de isolarmos essa variável,
apenas trocando o Z ou o p + de lado:
A - p+= n0
A - Z = n0
Exemplo:
Sódio (Na): Z = 11; A = 23
Se não foi indicado que o átomo não perdeu nem ganhou elétrons, logo
ficamos com:
p+ = 11
e- = 11
N = A – Z = 23 – 11
n0 = 12
Mas como podemos diferenciar estes dois valores? O número atômico
sempre será menor que o número de massa e sempre inteiro.
Propriedades periódicas
Além desses dois valores, ainda podemos verificar qualitativamente
algumas propriedades periódicas, ou seja, que ocorrem ao longo de toda a
tabela. Como o raio atômico, afinidade eletrônica, eletronegatividade,
eletropositividade e potencial de ionização.
Eletronegatividade
A eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em “puxar” ou
receber elétrons em uma ligação química, ou seja, não pode ser calculada a
partir de um átomo isolado. Como esta necessita ser calculada em uma ligação
química, os gases nobres, por serem estáveis e não fazerem ligações, não
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entram nessa classificação. Abaixo está demonstrada de forma qualitativa o
crescimento desta propriedade.
Segundo a classificação da figura acima, quanto mais para cima em uma
família maior será a tendência, e quanto mais para a esquerda num mesmo
período maior será, logo o flúor é o átomo mais eletronegativo da tabela.
Eletropositividade
Fazendo o contraponto com a eletronegatividade, a eletropositividade é a
tendência de um átomo “empurrar”, afastar, elétrons durante uma ligação
química, e seguindo o mesmo princípio, gases nobres não são afetados nessa
propriedade. Abaixo o modo de crescimento da propriedade.
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Como podemos verificar, a eletropositividade é o contrário da
eletronegatividade, assim quanto mais para baixo em uma mesma família
maior será a propriedade, e quanto mais para a direita num mesmo período
maior ficará, logo o frâncio é o átomo mais eletropositivo da tabela.
Raio atômico
Para fim de cálculos, supõe-se que o átomo é como uma esfera, deste
modo a maneira mais simples de descobrir o tamanho é utilizando a medida do
raio. Então o que chamamos de raio atômico é a distância do centro do núcleo
de um átomo até a última camada de sua eletrosfera.
Esta propriedade segue o mesmo principio da eletropositividade, a única
diferença é que como estamos falando de tamanho de um átomo, os gases
nobres entram nessa classificação.
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica mede a energia liberada por um átomo neutro e no
estado gasoso ao receber um elétron.
Nos gases nobres, novamente, a afinidade eletrônica não é significativa.
Entretanto, não é igual a zero: já que a adição de um elétron em qualquer
elemento causa liberação de energia.
A afinidade eletrônica não tem uma forma muito definida no seu
crescimento na tabela periódica, mas seu comportamento é parecido com a
eletronegatividade: cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.
O cloro possui maior afinidade eletrônica: cerca de 350 KJ/mol (em
módulo), contrariando o esperado que seria o flúor.
Potencial de ionização
O potencial de ionização mede o contrário da afinidade eletrônica: a
energia necessária para retirar um elétron de um átomo neutro e no estado
gasoso. Sendo que, para a primeira retirada de elétron a quantidade de energia
requerida é menor que a segunda retirada, que por sua vez é menor que a
terceira retirada, e assim sucessivamente.
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Apresenta mesmo comportamento da afinidade eletrônica e da
eletronegatividade. Logo, pode-se afirmar que o Flúor e o Cloro são os átomos
com os maiores potenciais de ionização da tabela periódica, já que são os
elementos com os maiores valores de afinidade eletrônica da tabela periódica.
PROPRIEDADES APERIÓDICAS
As propriedades aperiódicas dos elementos são aquelas
cujos valores variam (aumentam ou diminuem) à medida que o número atômico
aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares.
Estas são a massa atômica, calor específico, dureza e índice de refração.
Massa atômica
Esta propriedade sempre aumenta de acordo com o aumento do número
atômico, sem fazer referência à localização do elemento na tabela periódica.
Calor específico
O calor específico é a quantidade de calor que um grama de uma
substância precisa absorver para aumentar sua temperatura em 1 °C, sem que
haja alteração no seu estado físico. O calor específico de um elemento no
estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.
Dureza
A dureza é uma propriedade mecânica característica de materiais sólidos
que representa a resistência destes materiais ao risco ou à penetração quando
pressionados. Quanto maior é o número atômico, maior também é a dureza do
elemento químico.
Índice de refração
O índice de refração é uma propriedade física descrita como sendo a
razão entre a velocidade da luz em dois meios diferentes (no ar e num corpo
transparente mais denso). Tal propriedade também aumenta com o aumento
do número atômico.
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Até o momento falamos de átomos que perdem ou ganham elétrons, o
que isso realmente significa?
Nós conhecemos alguns tipos de ligações que os átomos fazem para ficar
estáveis, lembrando que o significado de estável nesse contexto significa que
tem tempo de duração muito longo, até indeterminado. Então, antes de
entrarmos nesse conceito, lembremos como é um átomo.
Segundo o modelo atômico de Bohr, a eletrosfera do átomo é constituída
por várias camadas (subníveis), e dentro destas há regiões onde é mais
provável se encontrar os elétrons. E em cada uma destas camadas há uma
quantidade máxima de elétrons que se pode inserir.
Com o modelo atômico de Bohr, Linus Pauling desenvolveu um diagrama
para auxiliar na distribuição dos elétrons nestas camadas, sabendo que há
atualmente 5 tipos de orbitais, as regiões dentro dos subníveis, são elas: s, p, d
e f, sendo a quantidade máxima nessas regiões, respectivamente, iguais a 2, 6,
10, 14. Como também que há descobertas 7 camadas, que foram
representadas com as letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P, Q e que estas têm
capacidade máxima de elétrons iguais a 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8.
Com posse destes dados ele desenvolveu o diagrama a seguir, com o
qual a leitura é feita na diagonal:
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Mas como é utilizado este diagrama? Em primeiro lugar precisamos de
algum valor para utilizar no diagrama. Como estamos falando em elétrons, o
único valor conhecido que tem essa informação é o número atômico (Z). Assim,
vejamos um exemplo:
Sódio (Na): Z = 11
Começamos pelo início do diagrama, o que temos que entender é que:
Então fica assim:
Vamos dar uma olhada na prática! Utilizando a distribuição eletrônica de
Linus Pauling, podemos identificar o elemento que possui como última camada
o valor 4p5.
Com o auxílio da tabela periódica padrão verificamos que este átomo está
na camada 4, bloco p (verde) e coluna 5, sendo ele o Bromo.
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Exercícios
1. (PUC – RS) A substância química que está poluindo as águas de rios
brasileiros, em função do garimpo de ouro, no seu estado elementar, é um:
A) Metal de elevado ponto de fusão;
B) Metal do grupo 2 B da Classificação Periódica dos Elementos;
C) Gás do grupo dos halogênios;
D) Metal alcalino-terroso;
E) Elemento representativo.
2. (PUC) O bromato de potássio (KBrO3), produto de aplicação
controvertida na fabricação de pães, apresenta elementos, na ordem indicada
na fórmula, das famílias:
A) alcalino-terrosos, calcogênios, halogênios;
B) alcalinos, halogênios, calcogênios;
C) halogênios, calcogênios, alcalinos;
D) Calcogênios, halogênios, alcalinos;
E) Alcalino-terrosos, halogênios, calcogênios.
3. (MACK – SP)O alumínio que tem número atômico igual a 13:
A) pertence ao grupo 1 A da tabela periódica.
B) forma cátion trivalente.
C) tem símbolo Am.
D) pertence à família dos metais alcalino-terrosos.
E) é líquido à temperatura ambiente.
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4. (UNI-RIO) “Os implantes dentários estão mais seguros no Brasil e já
atendem às normas internacionais de qualidade. O grande salto de qualidade
aconteceu no processo de confecção dos parafusos e pinos de titânio, que
compõem as próteses. Feitas com ligas de titânio, essas próteses são usadas
para fixar coroas dentárias, aparelhos ortodônticos e dentaduras, nos ossos da
mandíbula e do maxilar.”.
Jornal do Brasil, outubro 1996.
Considerando que o número atômico do titânio é 22, sua configuração
eletrônica será:
A) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
E) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5. (UFRGS) Considere os seguintes conjuntos de elementos químicos:
I. H, Hg, F, He
II. Na, Ca, S, He
III. K, S, C, Ar
IV. Rb, Be, I, Kr
O conjunto que apresenta metal alcalino, metal alcalino-terroso,
calcogênio e gás nobre respectivamente é:
A) I
B) II
C) III
D) IV
E) V
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ÍONS
Agora que temos o conceito de camada valência, comecemos com o
princípio da estabilidade mais conhecido, a Regra do Octeto.
A regra do octeto é uma regra simples, segundo a qual os átomos tendem
a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de
valência, ficando com a mesma configuração eletrônica do um gás nobre do
período anterior.
Porém toda regra tem exceções e esta não é diferente. Os átomos a
seguir se estabilizam com menos do que a regra, são eles: Berílio (4 elétrons),
Alumínio (6 elétrons), Boro (6 elétrons)
Para realizar esse feito cada átomo pode receber ou doar elétrons, cada
processo ocorrerá dependo de cada átomo. Por exemplo, o átomo de
Magnésio, de configuração eletrônica igual a 1s2 2s2 2p2 3s2, vê-se que na
camada anterior ele já possui 8 elétrons e na última camada apenas 2, então o
que seria mais vantajoso para ele, perder 2e- ou ganhar 6e-?
A resposta é perder 2e-, o que o deixaria mais estável, pois devemos
lembrar algo, antes o magnésio tinha 12 cargas positivas e 12 negativas, se ele
tivesse recebido 6 elétrons a carga final sobre ele seria – 6 (+12 – 18),
enquanto que agora ele perdendo 2 apenas, ele ficaria com +2 (+12 – 10). A
quantidade de cargas sobre ele é menor, logo energeticamente mais estável.
Este processo de quantos elétrons um dado átomo precisa receber ou ganhar é
chamado de valência.
Para ficar mais simples, se um átomo precisar mais do que 4 elétrons
para completar a valência igual a 8, ele irá doar os que ele já possui.
No exemplo acima, vimos o magnésio sendo o candidato para doar
elétrons, assim no momento que ocorre o processo, ele deixa de ser o átomo
de magnésio, para passar a ser o íon magnésio. Mas o que isso significa?
Um íon é todo átomo que perdeu ou ganhou elétrons, como o magnésio
entra neste quesito, ele é um íon. Porém como foi visto há duas situações que
o átomo se transforma em um íon, para diferenciar as duas, classificaremos da
seguinte forma:
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- Todo átomo que doar elétrons será denominado cátion e terá carga
elétrica positiva.
- Todo átomo que receber elétrons será denominado ânion e terá carga
elétrica negativa.
Mas por que quando se perde elétrons a carga elétrica fica positiva e
quando se ganha, negativa? Não seria ao contrário?
Bom, isso se refere a um fato simples, antes como já foi dito todos os
átomos têm carga elétrica neutra, zero, pois a quantidade de prótons e elétrons
é igual. Mas quando se perde elétrons não haverá cargas positivas não
anuladas? Claro, tanto que é muito comum se encontrar a carga elétrica desta
forma: Mg2+. Agora significa que há duas cargas positivas não anuladas, e
neste exemplo, S2-, que há duas cargas negativas não anuladas há mais.
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GABARITO
Atomística e partículas atômicas
1.B 2.B 3.B 4.D 5.C
2. Misturas, substância pura, fenômenos químicos e separação de
misturas
1.A 2.A 3.D 4.C 5.E
3. Tabela periódica, distribuição eletrônica
1.B 2.B 3.B 4.D 5.B
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química geral, São Paulo – SP:
Editora Ática, 2002. 25ª Edição, 2ª impressão. 448 págs.
MAHAN Bruce M., MYERS Rollie J. Química: um curso universitário, São
Paulo – SP: Editora Edgard Blücher LTDA, 2005. 4ª tradução americana,
7ª reimpressão. 592 págs.
ATKINS, Peter. LORETTA, Jones. Princípios de química:
questionando a vida moderna e o meio ambiente; tradução Ricardo
Bicca de Alencastro. – 3ª Ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006. 968
páginas.
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na
Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.