1º Bimestre

A matéria e suas propriedades:

Chamamos matéria a tudo que tem massa, ocupa lugar no espaço e pode, portanto, de alguma forma, ser medido. Por exemplo: madeira, alumínio, ferro, ar, etc. Corpo é uma porção limitada da matéria e objeto é um corpo fabricado para um determinado fim. Resumindo, podemos dizer que o ferro é matéria, uma barra de ferro é um corpo e um portão de ferro é um objeto.

Propriedades Gerais:

São comuns a toda e qualquer espécie de matéria, independentemente da substância de que ela é feita. As principais são: massa, extensão, impenetrabilidade, divisibilidade, compressibilidade e elasticidade.

• MassaTodos os corpos possuem massa.

• ExtensãoTodos os corpos ocupam lugar no espaço.

• ImpenetrabilidadeDois corpos não ocupam, ao mesmo tempo, um mesmo lugar no espaço.

• DivisibilidadeOs corpos podem ser divididos em partes cada vez menores.

• CompressibilidadeOs corpos possuem a propriedade de poder diminuir de tamanho, sob a ação de forças externas.

• ElasticidadeOs corpos possuem a propriedade de voltar à forma e volume originais, cessada a causa que os deformou.

Propriedades Específicas:

São propriedades que permitem identificar uma determinada espécie de matéria. Dentre as propriedades específicas, podemos citar:

– Propriedades físicas: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade.

– Propriedades organolépticas: odor, sabor.

– Propriedades químicas: reações químicas.

Propriedades Funcionais:

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São propriedades observadas somente em determinados grupos de matéria. Esses grupos são chamados funções químicas, e as principais são: ácidos, bases, sais e óxidos que serão estudados oportunamente.

Substâncias e Misturas:

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 um 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).

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.

Elemento 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)

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)

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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.

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 no 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.

Métodos de separação de misturas:

HETEROGÊNEAS

I - SÓLIDO - SÓLIDO

a) Catação: usando a mão ou uma pinça, separam-se os componentes sólidos. b) Ventilação: o sólido menos denso é separado por uma corrente de ar. c) Levigação: o sólido menos denso é separado por uma corrente de água. A

levigação é usada, por exemplo, para separar areia e ouro: a areia é menos densa e por isso, é arrastada pela água corrente; o ouro, por ser mais denso, permanece no fundo da bateia.

d) Separação magnética: um dos sólidos é atraído por um ímã. Esse processo é utilizado em larga escala para separar alguns minérios de ferro de suas impurezas.

e) Cristalização fracionada: todos os componentes da mistura são dissolvidos em um líquido que, em seguida, sofre evaporação provocando a cristalização separada de cada componente. A cristalização fracionada é usada, por exemplo, nas salinas para a obtenção de sais a partir da água do mar. A evaporação da água permite a cristalização de diferentes sais, sendo que o último a ser obtido é o cloreto de sódio (NaCl), usado na alimentação.

f) Dissolução fracionada: um dos componentes sólidos da mistura é dissolvido em um líquido. Por exemplo, a mistura sal + areia. Colocando-se a mistura em um recipiente com água, o sal irá se dissolver e a areia se depositar no fundo do recipiente, podendo agora ser separados pelos seguintes processos: a filtração separa a areia (fase sólida) da água salgada (fase líquida) e com a evaporação da água obteremos o sal.

g) Peneiração: usada para separar sólidos constituintes de partículas de dimensões diferentes. São usadas peneiras que tenham malhas diferentes. Industrialmente, usam-se conjuntos de peneiras superpostas que separam as diferentes granulações.

h) Fusão fracionada: Serve para separar sólidos, tomando por base seus diferentes pontos de fusão. Baseia-se, portanto, num aquecimento da mistura com controle da temperatura.

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i) Sublimação: é usada quando um dos sólidos, por aquecimento, se sublima (passa para vapor), e o outro permanece sólido. Exemplo: sal e iodo ou areia e iodo (o iodo se sublima por aquecimento).

Obs.: As principais substâncias que podem ser separadas por sublimação são: o iodo, o enxofre e a naftalina (naftaleno).

II- SÓLIDO - LÍQUIDO

a) Decantação: a fase sólida, por ser mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no fundo do recipiente

Obs.: a separação das duas fases pode ser feita de duas maneiras: Vira-se lentamente a mistura em um outro frasco; Com o auxílio de um sifão, transfere-se a fase líquida para outro frasco

(sifonação) b) Centrifugação: é uma maneira de acelerar o processo de decantação,

utilizando um aparelho denominado centrifuga. Na centrífuga, devido ao movimento de rotação, as partículas de maior densidade, por inércia , são arremessadas para o fundo do tubo.

c) Filtração simples: a fase sólida é separada com o auxílio de papéis de filtro. A preparação do café e o filtro de água são dois exemplos do uso da filtração no dia-a-dia.

d) Filtração à vácuo: O processo de filtração pode ser acelerado pela filtração à vácuo, onde uma trompa de vácuo "suga" o ar existente na parte interior do kitassato, o que permite um mais rápido escoamento do líquido. Observe o esquema ao lado.

III- LÍQUIDO - LÍQUIDO

Decantação: separam-se líquidos imiscíveis com densidades diferentes; o líquido mais denso acumula-se na parte inferior do sistema. Em laboratório usa-se o funil de bromo, também conhecido como funil de decantação, ou ainda, funil de separação. Num sistema formado por água e óleo, por exemplo, a água, por ser mais densa, localiza-se na parte inferior do funil e é escoada abrindo-se az torneira de modo controlado. A decantação pode ser feita de uma maneira mais rudimentar, utilizando-se um sifão (sifonação).

IV- GÁS - SÓLIDO

a) Decantação: a mistura passa através de obstáculos, em forma de zigue-zague, onde as partículas sólidas perdem velocidade e se depositam.

Industrialmente, esse processo é feito em equipamento denominado câmara de poeira ou chicana, conforme o esquema:

b) Filtração: A mistura passa através de um filtro, onde o sólido fica retido. Esse processo é muito utilizado nas indústrias, principalmente para evitar o lançamento de partículas sólidas na atmosfera. A filtração é também usada nos aspiradores de pó, onde o sólido é retido (poeira) à medida que o ar é aspirado.

MISTURA HOMOGÊNEA

I- SÓLIDO - LÍQUIDO

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Nas misturas homogêneas sólido-líquido (soluções), o componente sólido encontra-se totalmente dissolvido no líquido, o que impede as sua separação por filtração. A maneira mais comum de separar os componentes desse tipo de mistura está relacionada com as diferenças nos seus pontos de ebulição (PE). Isto pode ser feito de duas maneiras:

a) Evaporação: a mistura é deixada em repouso ou é aquecida até o líquido (componente mais volátil) sofra evaporação. Esse processo apresenta um inconveniente: a perda do componente líquido.

b) Destilação simples: a mistura é aquecida em uma aparelhagem apropriada, de tal maneira que o componente líquido inicialmente evapora e, a seguir, sofre condensação, sendo recolhido em outro frasco. Veja como é feita a destilação em laboratório:

Obs.: A entrada de água corrente no condensador deve ser feita pela parte inferior do aparelho para permitir que seu tubo externo esteja sempre completamente preenchido por água fria, que irá sair pela parte superior.

II - LIQUIDO - LÍQUIDO

a)Destilação fracionada: consiste no aquecimento da mistura de líquidos miscíveis (solução), cujos pontos de ebulição (PE) não sejam muito próximos. Os, líquidos são separados na medida em que cada um dos seus pontos de ebulição é atingido. Inicialmente, é separado o líquido com menor PE; depois, com PE intermediário e assim sucessivamente até o líquido de maior PE. A aparelhagem usada é a mesma de uma destilação simples, com o acréscimo de uma coluna de fracionamento ou retificação. Um dos tipos mais comuns de coluna de fracionamento apresenta no seu interior um grande número de bolinhas de vidro, em cuja superfície ocorre condensação dos vapores do líquido menos volátil, ou seja, de maior ponto de ebulição, que voltam para o balão. Enquanto isso, os vapores do líquido mais volátil atravessam a coluna e sofrem condensação fora dela, no próprio condensador, sendo recolhidos no frasco. Só depois de todo o líquido mais volátil ter sido recolhido é que o líquido menos volátil passará por evaporação e condensação.

Obs.: Esse processo é muito utilizado, principalmente em indústrias petroquímicas, na separação dos diferentes derivados do petróleo. Nesse caso, as colunas de fracionamento são divididas em bandejas ou pratos. Esse processo também é muito utilizado no processo de obtenção de bebidas alcoólicas (alambique).

Observe na tabela abaixo, alguns casos de misturas azeotrópicas:

MISTURA AZEOTRÓPICA PONTO DE EBULIÇÃO

álcool etílico (95,5%) + água (4,5%) 78,1° C

acetona (86,5%) + metanol (13,5%) 56° C

álcool etílico (7%) + clorofórmio (93%) 60° C

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ácido fórmico (77,5%) + água (22,5%) 107,3° C

III - GÁS - GÁS

a) Liquefação fracionada: a mistura de gases passa por um processo de liquefação e, posteriormente, pela destilação fracionada. Obs.: Uma aplicação desse processo consiste na separação dos componentes do ar atmosférico: N2 e O2. Após a liquefação do ar, a mistura líquida é destilada e o primeiro componente a ser obtido é o N2, pois apresenta menor PE (-195,8 ° C); posteriormente, obtém-se o O2, que possui maior PE (-183 ° C).

b) Adsorção: Consiste na retenção superficial de gases. Algumas substâncias, tais como o carvão ativo, têm a propriedade de reter, na

sua superfície, substâncias no estado gasoso. Uma das principais aplicações da adsorção são as máscaras contra gases venenosos.

Diferenças entre fenômenos físicos e químicos:

Podemos entender fenômeno com sendo qualquer mudança que acorre nos corpos, causadas por agentes químicos ou físicos, pode ser também qualquer mudança que aconteça no universo. 

Os fenômenos são classificados em: fenômenos físicos e fenômenos químicos, porém em alguns casos é possível perceber características do fenômeno físico no fenômeno químico, e vice versa, o que dificulta defini-los.

Fenômeno Físico

O fenômeno físico não altera a composição natural do material. 

Exemplo:

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É importante lembrar que fusão, ebulição, condensação entre outros estados de agregação são fenômenos físicos.

Fenômeno Químico

O fenômeno químico altera a composição natural do material, fazendo surgir no mínimo uma nova substância.

Exemplo: 

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2º Bimestre

Lei de Lavoisier:

Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) era um químico francês que em 1785 descobriu a Lei de Conservação das Massas, que recebeu o nome de Lei de Lavoisier em homenagem ao seu criador. Esse cientista foi considerado o pai da química moderna, e sua lei se baseia no seguinte:

Lavoisier fez inúmeras experiências nas quais pesava as substâncias participantes, antes e depois da reação. Lavoisier verificou que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado, sendo assim, concluiu que a soma total das massas das espécies envolvidas na reação (reagentes), é igual à soma total das massas das substâncias produzidas pela reação (produtos), ou seja, num sistema fechado a massa total permanece constante.

Essa lei também pode ser enunciada pela famosa frase: "Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma".

Para compreender melhor a Lei de Lavoisier considere a experiência: Coloca-se 65 g de zinco dentro de um vidro contendo 98 g de ácido sulfúrico e em seguida fecha-se o vidro. Na reação química que ocorre entre as duas substâncias há formação de sulfato de zinco e desprendimento de hidrogênio. A massa do sulfato de zinco somada com a massa do hidrogênio desprendido será de 163 g.

Através do experimento podemos chegar à mesma conclusão que Lavoisier: Em um sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual à soma das massas dos reagentes. Durante as reações químicas não há criação nem perda de massa, o que ocorre é a transformação das substâncias reagentes em outras substâncias.

É bom frisar que, depois de Lavoisier enunciar esta lei, outros cientistas fizeram novas experiências que visavam testar a hipótese proposta por ele e, mesmo ao utilizarem balanças mais modernas, de grande sensibilidade, os testes confirmaram o enunciado proposto.

Agora considere o seguinte fato: Quando um pedaço de ferro (Fe) é abandonado ao ar, vai se "enferrujando", ou seja, vai sofrendo uma reação química. Se compararmos a massa do ferro inicial com a do ferro "enferrujado", notaremos que esse último tem massa maior. Será que nesse caso a massa não se conserva?

O que acontece é que os reagentes dessa reação química são ferro (sólido) e material gasoso (proveniente do ar).

massa do ferro + massa dos gases (ar) = massa do ferro "enferrujado"

O sistema inicial é constituído por ferro e ar e o sistema final por ferro "enferrujado", o aumento de massa efetivamente não existiu.

Por essa razão é necessário utilizarmos sistemas fechados para verificar a Lei de Lavoisier.

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Lei de Proust:

Lei das produções constantes (ou proporções fixas, definidas) ou lei de Proust.

Considerando que uma reação química foi realizada em várias experiências, podemos dizer que a proporção existente entre as massas dos reagentes ou entre as massas dos produtos são constantes.

Por exemplo:

A água independente de sua procedência será sempre formada por hidrogênio e oxigênio (na proporção de 1g de hidrogênio para 8g de oxigênio).

A lei de Proust pode ser comprovada, por exemplo, se usarmos a água, para isso será necessário que:

 

- recolher amostras de água de várias procedências, por exemplo, da chuva, de rios etc

- purificar as amostras que foram recolhidas o máximo que for possível.

- decompõe cada amostra da água e pesa-se o hidrogênio e do oxigênio. A partir daí vamos obter diversos valores, como por exemplo: 

É constante a proporção da entre as massas de hidrogênio e oxigênio. 

                                            Proporção 1 : 8 

As massas são distintas, porém, a proporção entre as massas de hidrogênio e de oxigênio é sempre constante, fixa e definida ou invariável, ou seja, na água a massa do oxigênio e sempre oito vezes mais (1 :8) que a do hidrogênio.

De maneira geral, a proporção pode ser pensada como: 

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Modelos atômicos:

Thomson (1.897) (métodos experimentais)

Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o "modelo de pudim com passas":

Modelo de Thomsom: "pudim com passas". O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas são os elétrons (em amarelo), de

carga negativa.

Rutherford (1911) (métodos experimentais)

O modelo atômico de Rutherford é baseado nos resultados da experiência que Rutherford e seus colaboradores realizaram: bombardeamento de uma lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas). Para ver e entender melhor a referida experiência, clique na figura abaixo:

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Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do estádio do Morumbi. Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo nucleado, conhecido como o modelo planetário do átomo: o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo, porém com grande massa e ao seu redor, localizam-se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo.

Modelo atômico de Rutherford: modelo planetário do átomo.O átomo é formado por um núcleo muito pequeno em relação ao átomo, com carga

positiva, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo. Ao redor do núcleo localizam-se os elétrons neutralizando a carga positiva.

Bohr (1.913) (métodos experimentais)

Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos:

uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela;

uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação.

O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte idéia:

· um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele

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pula para outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável (órbita não específica). Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo. Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas.

As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo (camadas K L M N...).

Número atômico (numero de elétrons) e número de massa:

Tomando o modelo de Rutherford–Bohr como objeto de estudo, podemos definir alguns tópicos básicos que vão nortear nossos estudos.

a) Número atômico (Z): n.° de prótons (P) no núcleo de um átomo.

O número atômico caracteriza um elemento químico.

b) Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e nêutrons (N) do núcleo de um átomo.

A = P + N ou A = Z + N

Um átomo (X) será representado assim: A

zX ou zXA

c) Átomo neutro – Aquele em que o número de prótons é igual ao número de elétrons.

Exemplo: 11Na23 e 8O16

d) Íon: espécie química cujo número de prótons é diferente do número de elétrons. Os cátions são formados por retiradas de um ou mais elétrons da eletrosfera de um átomo: íon carregado positivamente.

Exemplos:

2311Na1+ = perdeu 1 elétron

3517Cl1- = ganhou 1 elétron

Os ânions são formados quando adicionamos um ou mais elétrons à eletrosfera de um átomo: íon carregado negativamente.

Exemplos:

168O2- = ganhou 2 elétrons

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3517Cl1- = ganhou 1 elétron

e) Isótopos – Átomos com o mesmo número atômico (número de prótons) e diferentes números de massa. Pertencem ao mesmo elemento químico. Os isótopos possuem propriedades químicas iguais e propriedades físicas diferentes.

Exemplo:

11H = Prótio ou hidrogênio leve

21H = Deutério

31H = Trítio

f) Isóbaros – Átomos com o mesmo número de massa (A). Os isóbaros possuem propriedades químicas e físicas diferentes.

Exemplo:

4019K e 40

20Ca

g) Isótonos – Átomos com o mesmo número de nêutrons (N). Os isótonos possuem propriedades físicas e químicas diferentes.

Exemplo:

3717Cl e 40

20Ca

h) Isoeletrônicos – Espécies químicas com o mesmo número de elétrons. Os isoeletrônicos possuem propriedades físicas e químicas diferentes.

Exemplo:

15P3 - e 20Ca2+ : ambos com 18 elétrons.

Número de nêutrons:

Nêutrons são partículas atômicas, ou seja, fazem parte da composição dos átomos. Os nêutrons foram identificados pela primeira vez em 1932, pelo físico inglês James Chadwick (1891-1974). Esse cientista realizava experimentos com radioatividade quando constatou a presença de uma partícula que não possuía carga elétrica, ele a batizou de Nêutron (carga nula).

O nome não podia ser mais apropriado, uma vez que a falta de carga elétrica torna essa partícula neutra. Ela se faz presente no núcleo do átomo juntamente com os prótons (que possuem carga positiva). Os nêutrons possuem valores de massa próximos aos da massa de prótons.

Para encontrar a quantidade de nêutrons presentes em um átomo, é feita a subtração entre o número de massa (A) e o número atômico (Z).

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Calculando o número de nêutrons do átomo de Cálcio (Ca): Ca: Massa (A) = 40 Número atômico = 20 Número de nêutrons → n = A – Z                                            n = 40 – 20                                            n = 20

O número de nêutrons é representado pela letra n.

Formação de íons:

Como o próprio nome já diz a ligação iônica  ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.

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3º Bimestre

Tabela periódica:

A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função de suas propriedades. São muito úteis para se preverem as características e tendências dos átomos. Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e das moléculas deles formadas, ou entender porque certos átomos são extremamente reativos enquanto outros são praticamente inertes. Permite prever propriedades como eletronegatividade, raio iônico, energia de ionização.

Caracterização de metais, não metais, gases nobres e hidrogênio:

Uma das mais antigas classificações distribuía os elementos em dois grupos principais, levando em consideração características físicas: metais e não-metais. A descoberta dos gases inertes e de outros elementos fez surgirem o grupo dos gases nobres e o grupo dos semimetais, respectivamente. Hoje os elementos químicos distribuem-se nos seguintes grupos: 

- Metais: 87 elementos: são elementos sólidos (exceto o mercúrio); em geral duros; têm a propriedade de refletir a luz, manifestando brilho característico (denominado “brilho metálico”); densos; de altos pontos de fusão e de ebulição; apresentam alta condutividade elétrica e térmica; ductibilidade, que é a capacidade de serem transformados facilmente em fios; maleabilidade, facilmente transformados em lâmina; quanto aos sólidos, perdem facilmente elétrons dando origem a íons positivos (cátions).

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- Não-Metais (ametais): 11 elementos: apresentam propriedades opostas às dos metais, ou seja: são maus condutores de calor e eletricidade; em geral são opacos e não apresentam brilho, não são dúcteis e nem maleáveis e têm tendência a ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos (ânions).

- Semimetais: 7 elementos: são todos sólidos em condições ambiente e apresentam características intermediárias entre os metais e os não-metais.

- Gases Nobres: 6 elementos: são encontrados isoladamente na natureza na forma de moléculas monoatômicas (substâncias simples); têm comportamento químico específico e receberam esse nome porque se considerou inicialmente que não reagiam (gases inertes). Hoje já se consegue sintetizar alguns compostos de gases nobres, embora tenha estabilidade precária.

OBS.: O hidrogênio tem características distintas de todos os demais elementos e, em alguns sistemas periódicos é representado à parte, ou representado duplamente sobre a família dos alcalinos e sobre a dos halogênios, pois manifesta características dessas duas famílias.

Eletronegatividade, Raio atômico e Potencial de ionização:

A eletronegatividade é uma propriedade que resulta da ação conjunta da energia de ionização e da eletroafinidade, mede a tendência relativa que um átomo possui de atrair elétrons e se torna mais perceptível quando o átomo está participando de uma ligação química. Coube a Linus Pauling criar uma escala arbitrária para medir essa tendência, que é relativa, pois é estabelecida comparativamente. Na escala de Pauling, ao elemento mais eletronegativo (o flúor) foi atribuída eletronegatividade 4,0. As demais são determinadas em função dessa, correspondendo ao elemento menos eletronegativo (o césio) o valor 0,7.

Na tabela, as setas indicam o aumento da eletronegatividade.Nas famílias, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e nos períodos,

da esquerda para a direita. Essa variação ocorre de maneira inversa ao raio atômico, isso se explica pelo

fato de que átomos pequenos atraem elétrons mais eficazmente que átomos grandes. Assim, quanto menor o raio atômico, maior a eletronegatividade.

É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem de elétrons” que o circunda não tem limites bem-definidos. Costuma-se então medir, com auxílio de raios X, a distância (d) entre dois núcleos vizinhos e dizer que o raio atômico (r) é a metade dessa distância. De modo mais completo, dizemos que o RAIO ATÔMICO de um elemento é a metade da distância internuclear mínima que dois átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente.

O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica, pois seus valores variam periodicamente com o aumento do número atômico.

Na Tabela Periódica as setas indicam o sentido de crescimento dos raios atômicos.

Numa família, os raios aumentam de cima para baixo porque à medida que novos níveis de energia vão sendo ocupado, o tamanho do átomo tende a aumentar. Os

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elétrons dos níveis mais próximos do núcleo exercem um efeito isolante entre o núcleo e os elétrons mais periféricos. Com isso, o poder de atração do núcleo diminui muito, e os elétrons mais externos tendem a ficar mais espalhados.

Num período, os raios diminuem da esquerda para a direita, pois aumenta o número de prótons e consequentemente, aumenta a atração núcleo-elétrons e o átomo encolhe. O efeito isolante nos períodos também se manifesta, mas é de dimensão bem menor do que o que existe nas famílias, pois neles não aumenta o número de níveis eletrônicos. 

O elétron, ao ser excitado, passa de níveis inferiores para níveis superiores de energia. Quando atinge um nível energético em que o núcleo não exerce mais atração sobre o elétron, dizemos que atingiu um nível (distância) infinito.

Para separar definitivamente um elétron de seu átomo, precisamos atingir esse nível infinito. A essa transposição corresponde um certo conteúdo de energia, chamada energia de ionização (estando o átomo no estado gasoso, isolado e no estado fundamental, isto é, no mais baixo conteúdo de energia). Como o processo envolve uma diferença de potencial, é mais apropriado falar-se em POTENCIAL DE IONIZAÇÃO, determinado para 6,02X1023 átomos do elemento no estado gasoso (átomos isolados), pois assim se evita a interferência de átomos vizinhos na energia inicial do elétron a ser arrancado. A condição referente ao mais baixo estado de energia é importante pela necessidade de se compararem valores determinados sob critérios idênticos.

Podemos arrancar um ou mais elétrons do mesmo átomo. Teríamos, então, o primeiro potencial de ionização, segundo potencial de ionização, terceiro potencial de ionização, etc.

Na tabela as setas mostram o crescimento dos potenciais de ionização dos elementos.

Nas famílias o potencial de ionização aumenta de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.

Entre os principais fatores que determinam essa variação observada, podemos citar:

• Carga do núcleo atômico (número atômico): quanto mais prótons no núcleo, maior a atração deste sobre os elétrons. (Este fator justifica plenamente o aumento de potencial nos períodos quando se vai da esquerda para a direita).

• Raio atômico: quando diminui, os elétrons mais externos ficam mais próximos do núcleo, que assim os segura mais firmemente; quando aumenta, ocorre o contrário. (Este fator justifica o aumento de potencial nos períodos quando se vai da esquerda para a direita e explica o aumento do potencial nas famílias, quando as percorremos de baixo para cima).

• Efeito de blindagem: corresponde a uma diminuição da carga efetiva do núcleo atômico, reduzindo-lhe a capacidade de ação sobre os elétrons periféricos, pois os elétrons dos níveis mais internos exercem como que um efeito de blindagem em torno do núcleo. (Este fator é preponderante nos grupos e justifica a queda do potencial de ionização com o aumento do número atômico).

• Repulsão entre os próprios elétrons: quanto mais os elétrons, maior a repulsão entre

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eles e mais facilmente são retirados. (Este fator, associado à blindagem, explica a variação nos grupos). 

Grupos e Períodos da tabela periódica:

Um grande quesito usado por Mendeleev na organização foi agrupar os elementos de acordo com características comuns, foi assim que surgiu as famílias (grupos). As principais são:

Família I A: metais alcalinosFamília II A: metais alcalino-terrosos Família III A: família do BoroFamília IV A: família do CarbonoFamília V A: família do NitrogênioFamília VI A: Calcogênios Família VII A: HalogêniosFamília 0: Gases Nobres

Os elementos situados na mesma família apresentam propriedades semelhantes e se posicionam nas linhas verticais da tabela. Existem 18 famílias na classificação atual.

Outro critério usado para organizar os elementos, corresponde aos períodos que se encontram nas linhas horizontais da tabela. Neste caso, recebem a numeração de 1 a 7 correspondente às sete camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P, Q), sendo que no período 1 a distribuição de elétrons vai até a camada K, e no período 2 os elétrons ocupam a camada L, e assim sucessivamente.

Como exemplo, acompanhe a distribuição dos elétrons do elemento Lítio:

K   1 s2

L   2 s1    2 p

M  3 s      3 p   3 d

Observe que foram ocupados apenas dois subníveis: K e L. Dizemos então, que o Lítio pertence ao período 2 porque a distribuição eletrônica foi até a camada 2.

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4º Bimestre

Ligações químicas:

A ligação iônica é baseada na atração eletrostática de dois íons com cargas opostas. Aparece quando um átomo tem 1 a 3 elétrons na camada de valência, geralmente dos metais, esses átomos perdem elétrons, fazendo com que se transformem em cátions, sendo assim o número de elétrons ficará menor que o número de prótons.

1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.

Exemplos: 

a) 19K:1s22s22p63s23p64s1

19K1+:1s22s22p63s2p6

b)20Ca:1s22s22p63s23p64s2

20Ca2+:1s22s22p63s23p6 

2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons. 

Exemplos:

a)16S:1s22s22p63s23p4

16S2–:1s22s22p63s23p6

b)9F:1s22s22p5

9F-:1s22s22p6 

Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, lembrando que o íon H+ não é estável no estado isolado.

A camada de valência dos não metais possuem mais de 4 elétrons, e são propensos a admitir elétrons. O composto é formado pela atração de íons positivos e negativos, que estão presos a atração eletrostática. 

Observe: 

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Cloreto de potássio

Potássio: Z = 19 

K L M N

2 8 8 1

Cloro: Z = 17

K L M

2 8 7

As ligações químicas também podem ser representadas pelo diagrama de Lewis, observe abaixo:

Esses pontos em volta dos símbolos são a representação dos elétrons da valência. Observe como e possível alcançar a fórmula de um composto iônico: 

O: Z = 8

K L

2 6

Al: Z = 13

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K L M

2 8 3

1 átomo O ganha 2 e perde 2 Al +++ 1 átomo Al ganha 3 e perde 3 O-- Fórmula: Al2 O3

Portanto o diagrama de Lewis 

É importante lembrar que um composto iônico é sólido e cristalino quando está em circunstâncias ambientais. Por exemplo, íons de sódio, e cloreto, ambos possuem números iguais de íons. 

A ligação covalente acontece quando um ou mais pares de elétrons é compartilhado por átomos, fazendo com que eles se atraiam.

A ligação dativa ou coordenada acontece quando um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, porém os dois elétrons são providos por um dos átomos.

Observe: 

Gás sulfuroso - SO2 

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Através da ilustração acima, podemos perceber que ambos (oxigênio e enxofre), possuem 6 elétrons de valência cada um. A ilustração nos mostra também que 1 átomo de enxofre se junta com um se oxigênio, através de dois pares eletrônicos simples.

Molécula de enxofre – S8 

Ele é formado por um anel de oito átomos de enxofre, no qual, onde cada um realiza 2 ligações simples. Observe abaixo a molécula S8, vista de dois ângulos diferentes. 

 

Molécula de fósforo branco – P4 

Cada átomo de fósforo constitui 3 ligações simples. 

Resolução da fórmula molecular do composto, a partir dos números atômicos dos elementos

Observe o exemplo abaixo:

Como seria a fórmula mais provável do composto formado a partir de um elemento A, com número atômico 7, combinado com um elemento B, com número atômico 9? 

Vejamos a resolução: 

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Onde: 

A e B são ligações covalentes.

Para ficar com 8 elétrons na camada de valência, é necessário que A faça 3 pares eletrônicos, já o B é necessário fazer apenas 1 par eletrônico, sendo assim a fórmula ficaria assim: AB3

A ligação metálica com relação ao sólido é correto dizer que os átomos ficam bem perto um dos outros, porém organizados variadamente.

Observe a configuração eletrônica de alguns metais:

Na (Z = 11) (configuração do neônio) 3s1

Fe (Z = 26) (configuração do neônio) 3p6 4s2

Ag (Z =47) (configuração do neônio) 4p10 5s1

Podemos dizer que existe uma espécie de nuvem no retículo cristalino metálico, formada por íons positivos com ipedlink1ao redor e orbitais que passam uns pelos outros.

Propriedades físicas mais características dos metais

- os metais são maleáveis, e são capazes de se transformar em lâminas; - os metais são dúcteis, e são capazes de se transformar em fios; - os metais são bons condutores de calor; - os metais refletem quase toda a luz, pelo fato de serem opacos à luz; - os metais possuem alta densidade.

Entre outras propriedades, e é importante lembrar que nem todas as propriedades se aplicam a todos os metais.

Ligas metálicas 

As ligas metálicas são compostas por dois ou mais metais, e pode conter também elementos não metálicos, porém a maior quantidade desses elementos deve ser metálica.

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Para formar uma liga é necessário fundir os metais, para que eles atinjam um estado líquido propenso para serem misturados.

Observe abaixo a composição das ligas mais comuns em nosso cotidiano. 

Aço — constituído por Fe (ferro) e C (carbono).

Aço inoxidável — constituído por Fe (ferro), C (carbono), Cr (cromo) e Ni(níquel).

Ouro 18k — constituído por 75% de Au (ouro) e 25% de Ag (prata) e/ou Cobre. Já o ouro 24K é constítuido 100% de ouro.

Amálgama — constituída por Hg (mercúrio), Bronze — constituído por Cu (cobre) e Sn (estanho).Latão— constituído por Cu (cobre) e Zn (zinco).

Número de oxidação:

O Número de Oxidação (NOX) de um elemento químico é a carga que ele recebe em uma reação química. Por exemplo, no H2SO4

o H ficará com carga +1 (cada átomo de hidrogênio), o S (enxofre) com +6, e o O com uma carga de -2 (cada átomo de oxigênio).

Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir algumas regras:

1 – Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +12 – Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox +23 – Alumínio (Al) -> nox +34 – Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -25 – calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -26 – halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -17 – Íons compostos -> nox igual a carga do íon (por exemplo, PO4

-3 terá NOX -3)8 – Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO.9 – Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.10 – Elementos isolados e substâncias simples -> nox ZERO.

Forças intermoleculares:

“Propriedades físicas” é uma expressão de significado muito amplo: engloba todas as propriedades das substâncias relacionadas a fenômenos físicos. Não teria nenhum sentido tentar estudar todas as propriedades físicas de uma vez; apenas para enumerá-las todas já seriam consumidas um espaço enorme. Em geral estabelecemos objetivos de natureza prática para delimitar nossos estudos: as propriedades físicas que nos interessam neste momento são aquelas que utilizamos corriqueiramente nos

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trabalhos comuns de laboratório, como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade. Estas propriedades estão fortemente associadas com as forças que mantêm as moléculas unidas umas com as outras, chamadas forças intermoleculares.

Forças intermoleculares

A ligação que prende os átomos dentro de uma molécula é a ligação covalente. As forças de atração entre as moléculas são de natureza elétrica. Forças gravitacionais também existem, mas podemos desprezá-las por serem muito menores do que as forças elétricas. Vamos, agora, analisar as forças que existem entre as moléculas.

Essas forças podem ser divididas em dois tipos: forças de Van der Waals e Ponte de Hidrogênio.

Forças de Van der Waals

As forças de atração ou repulsão entre entidades moleculares (ou entre grupos dentro da mesma entidade molecular) diferentes daquelas que são devidas à formação de ligação ou a interação eletrostática de íons ou grupos iônicos uns com os outros ou com moléculas neutras.

Dois tipos principais:

Força entre dipolos permanentes: Se a molécula da substância contém um dipolo permanente (devido à polaridade de uma ou mais de suas ligações covalente), então podemos facilmente ver como essas moléculas se atraem umas às outras: o lado positivo do dipolo de uma molécula atrai o lado negativo do dipolo da outra molécula. Esta força existe, portanto, entre moléculas polares (μtotal ≠ 0).

Exemplo:

Forças de London ou forças de dispersão: E quando as moléculas não contêm dipolos (são apolares), como é que elas podem se atrair? Pense numa molécula como uma entidade não estática, mas contendo elétrons em constante movimento; é razoável pensar que num determinado momento a distribuição nessa molécula pode não ser perfeitamente simétrica, e apareçam então pequenos dipolos instantâneos neste momento. Esses dipolos desaparecerão em muito pouco tempo, podendo levar a uma

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molécula neutra ou a outros dipolos, inclusive contrários; mas no curto espaço de tempo em que eles existem, eles podem induzir a formação de dipolos contrários na molécula vizinha, levando as duas a se atraírem mutuamente. Exemplo:

Ligações de Hidrogênio ou Pontes de Hidrogênio: O átomo de hidrogênio tem propriedades especiais por ser um átomo muito pequeno, sem elétrons no interior: por dentro da camada de valência há apenas o núcleo do átomo, o próton. Uma das propriedades que só o átomo de hidrogênio apresenta é a capacidade de exercer uma força de atração intermolecular chamada ligação de hidrogênio, ou ponte de hidrogênio. A ligação de hidrogênio só pode ocorrer quando o hidrogênio estiver ligado a um átomo pequeno e muito eletronegativo: apenas F, O, N satisfaz as condições necessárias. Quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo, a densidade eletrônica em torno do próton fica bem baixa; esta parte da molécula é então fortemente atraída pelos pares de elétrons do F, O, N de outra molécula, estabelecendo a ligação de hidrogênio.

Exemplo:

As ligações de hidrogênio representam importante papel tanto nas propriedades especiais da água como em moléculas de extrema importância para os seres vivos: elas determinam a forma das proteínas, e constituem a força que une as hélices do DNA.

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