RELATÓRIO DE QUÍMICA - UFERSA

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMIÁRIDO
CAMPUS CARAÚBAS-RN
BACHARELADO EM CIÊNCIA E TECNOLOGIA
RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
DISCENTE: INÊS SOCORRO RODRIGUES SOUZA
DOCENTE: ANTÔNIO VITOR MACHADO
CARAÚBAS-RN
2021
Sumário
1-Introdução. 4
2- Átomos moléculas e íons 4
2.1 Teoria atômica 5
2.2 Estrutura do átomo, modelo atômico de Bhor, Thonsom e Dalton. 5
2.3 Número atômico, número de massa e isótopos 7
2.4 Estrutura nuclear. 9
3- A Estrutura Eletrônica dos Átomos 11
3.1 Teoria de Bhor do átomo de hidrogênio. 11
3.2 Dualidade da natureza do elétron 12
3.3 Conceitos quânticos 12
3.4 Definição e conceitos sobre os números quânticos 13
3.5 Orbitais Atômicos 16
3.6 O princípio da incerteza 16
3.7 Princípio da exclusão e diagrama de Pauling 17
4- Tabela Periódica 17
4.1 Desenvolvimento da tabela periódica 18
4.2 Classificação periódica dos elementos 18
4.3 Variação periódica das propriedades físicas 18
4.4 Energia de ionização. 19
4.5 Afinidade eletrônica 19
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4.6 Variação das propriedades químicas dos elementos 20
5- Ligação Química 20
5.1 Transferências de elétrons 21
5.2 Formação de compostos iônicos 22
5.3 Símbolos de Lewis 23
5.4 Ligação covalente 24
5.5 Eletronegatividade 24
5.6 Regra do octeto. 25
5.7 Energia de ligação 26
5.8 Ligação química, geometria molecular, momentos dipolo. 26
6- Estequiometria 27
6.1 Massa atômica 28
6.2 Massa molar 28
6.3 Espectroscopia 28
6.4 Reações químicas 28
7- Conclusão. 28
8- Referências 29
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1. INTRODUÇÃO
Esse relatório descreve de forma objetiva e o mais simplificada possivel os principais
conteúdos abordados na primeira unidade da disciplina de química geral. A Química é
um dos principais pilares de estudo que constituem a sociedade, pois através dela o
homem adquire conhecimento para as respostas que englobam o mundo. A Química
é uma ciência que estuda a matéria, as transformações que ocorrem com ela e as
energias envolvidas nesses processos, estudando também toda e qualquer
transformação da matéria e todos os conceitos básicos.
.
2. ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Átomo é a partícula microscópica que é base da formação de toda e qualquer
substância. Por muito tempo, acreditou-se que ele era a menor parte da matéria, o
indivisível. Tanto que a palavra átomo provém do grego e significa aquilo que não se
parte.O mesmo consiste num núcleo central de carga elétrica positiva envolto por uma
nuvem de elétrons de carga negativa. Uma molécula é um grupo eletricamente neutro
que possui pelo menos dois átomos, todos ligados entre si mediante uma ligação
covalente. Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações,
eles se classificam em ânions e cátions, ânions é um átomo que recebe elétrons e fica
carregado negativamente, já o cátions perde elétrons e adquire carga positiva.
Figura 1- Átomo
2.1 TEORIA ATÔMICA
É uma teoria científica sobre a natureza da matéria, que afirma que a matéria é
composta de unidades discretas chamadas de átomos. A teoria originou-se como um
conceito filosófico na Grécia Antiga e tornou-se uma das principais correntes
científicas no início do século XIX, quando descobertas no campo da química
mostraram que a matéria se comportava como se, de fato, fosse composta por
átomos.
2.2 ESTRUTURA DO ÁTOMO, MODELO ATÔMICO DE BOHR, THOMSON E
DALTON
❖ MODELO ATÔMICO DE BOHR:
O modelo atômico de Bohr, proposto em 1913 por Niels Bohr, apresenta os
elétrons distribuídos em camadas ao redor de um núcleo. Semelhante à órbita de
um planeta, mostra que os elétrons movem-se em sentidos circulares, mas que as
órbitas possuem energias definidas.
Também conhecido como átomo de Rutherford-Bohr, pois foi um aperfeiçoamento
dos trabalhos do cientista Ernest Rutherford, explica que à medida que as camadas
se afastam do núcleo, maior é a energia dos elétrons. A capacidade de absorção
energética ainda possibilita o salto para um nível mais afastado do núcleo (estado
ativo ou excitado) e a emissão de radiação quando retornam ao seu estado
fundamental (estável e de menor energia).
No modelo atômico de Bohr, a energia entre as camadas eletrônicas é crescente.
Isso significa que quanto mais distante, maior é a capacidade energética.
Figura 2 - Modelo atômico de Bohr
❖ MODELO ATÔMICO DE THOMSON:
O modelo atômico de Thomson foi proposto no ano de 1898 pelo físico inglês Joseph
John Thomson ou, simplesmente, J.J. Thomson. Após ter diversas evidências
experimentais sobre a existência do elétron, ele derrubou a teoria da indivisibilidade do
átomo proposta por John Dalton
Thomson, a partir de seu modelo, confirmou e provou a existência de
elétrons(partículas com carga elétrica negativa) no átomo, ou seja, o átomo possui
partículas subatômicas.
● O átomo é uma esfera, mas não maciça como propunha o modelo atômico de
John Dalton;
● O átomo é neutro, já que toda matéria é neutra;
● Como o átomo apresenta elétrons, que possuem cargas negativas, logo, deve
apresentar partículas positivas para que a carga final seja nula;
● Os elétrons não estão fixos ou presos no átomo, podendo ser transferidos para
outro átomo em determinadas condições;
● O átomo pode ser considerado como um fluido contínuo de cargas positivas
onde estariam distribuídos os elétrons, que possuem carga negativa;
● Associou o seu modelo a um pudim de passas (as quais representam os
elétrons);
● Como os elétrons que estão espalhados apresentam a mesma carga, existe
entre eles uma repulsão mútua, o que faz com que estejam uniformemente
distribuídos na esfera.
Figura 3 – Modelo atômico de Thomson
❖ MODELO ATÔMICO DE DALTON:
Dalton nomeou o seu modelo atômico de bola de bilhar e, por isso, passou a
representar os átomos dos elementos conhecidos em sua época por meio de símbolos
esféricos. Cada representação atômica que apresenta um detalhe específico indica um
elemento químico diferente, possui os seguintes princípios:
● Todas as substâncias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos;
● Os átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades, mas todos os
átomos do mesmo elemento são exatamente iguais;
● Os átomos não se alteram quando formam componentes químicos;
● Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem
destruídos;
● As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos.
Figura 4 – Modelo atômico de Dalton
2.3 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E ISÓTOPOS
● NÚMERO ATÔMICO:
O número atômico é representado pela letra Z e indica o número de prótons (p)
existentes no núcleo do átomo. Esta grandeza é característica de cada elemento
químico.
Expressando matematicamente, temos: Z = p
Os átomos eletricamente neutros terão o mesmo número de prótons e elétrons (e).
Logo: Z = p = e
O número atômico está sempre localizado na parte inferior do símbolo do elemento, na
expressão acima, X é o elemento químico e A representa a sua massa atômica, que
corresponde ao número de prótons mais o número de nêutrons (A
= p + n). Portanto, podemos relacionar Z com A por meio da seguinte equação:
A = Z + n
O valor de Z será sempre menor que o valor de A, menos para o hidrogênio, no qual A
e Z têm o mesmo valor.
● NÚMERO DE MASSA
O número de massa é representado pela letra A e se refere à massa do átomo. A
massa do átomo, segundo Rutherford, está praticamente toda concentrada no núcleo.
O núcleo é composto por prótons e nêutrons. Portanto, o númerode massa (A) será a
soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons (n). Podemos expressar
matematicamente da seguinte forma:
A = p + n
O número de massa sempre será um número inteiro, já que a quantidade de prótons e
nêutrons é um número inteiro.
Além disso, esse número está sempre localizado na parte superior do símbolo do
elemento, como podemos ver abaixo:
ou
Na expressão acima, X é o elemento químico e Z representa o número atômico, que
corresponde ao número de prótons. Assim, podemos escrever a equação de A de uma
segunda forma:
A = Z + n
A partir dessa equação, sabendo que o potássio (19K) possui 20 nêutrons, podemos
calcular o número de massa (A) deste elemento da seguinte maneira A = Z + n → A =
19 + 20 → A = 39.
O valor de A será sempre maior que o valor de Z, menos para o hidrogênio, no qual
A e Z têm o mesmo valor
● ISÓTOPOS:
Com isso, os isótopos são classificados como átomos de um elemento químico que
possuem a quantidade de prótons iguais. Ou seja, os prótons representam o número
atômico (Z) do elemento. Porém, o número de massa desses átomos se difere, devido
à quantidade de nêutrons também ser diferente. O seu número de massa é diferente
porque a quantidade de nêutrons no núcleo é diferente.
2.4 ESTRUTURA NUCLEAR, QUANTUM DE ENERGIA E FÓTON
ESTRUTURA NUCLEAR:
Basicamente, é constituído por um envoltório nuclear, pela cromatina, pelo
nucléolo, pela matriz nuclear e pelo nucleoplasma.
❖ Envoltório nuclear: A carioteca, também chamada de envoltório nuclear ou
envelope nuclear, é um conjunto de membranas que reveste o núcleo celular
de organismos eucariotos, separando o conteúdo nuclear do conteúdo
citoplasmático. Ela é constituída de duas membranas formadas por uma
bicamada lipídica e proteínas associadas.
❖ Cromatina: Cromatina é o complexo de DNA (RNA) e proteínas que se
encontram dentro do núcleo celular nas células eucarióticas. Os ácidos
nucléicos encontram-se geralmente na forma de dupla-hélice. As
principais proteínas da cromatina são as histonas.
❖ Nucléolos: Os nucléolos são densos, constituídos por RNA e DNA.
Basicamente, eles são especializados na produção de ribossomos, que, por
sua vez, se associam a certas proteínas para formar subunidades. Assim, as
subunidades ribossômicas ficam armazenadas no nucléolo e saem quando
ocorre a síntese proteica.
❖ Matriz nuclear: É uma estrutura que acaba atuando como um esqueleto dando
uma sustentação para os cromossomos e determinando sua localização.
❖ Nucleoplasma: Substância que imerge o espaço entre as estruturas
presentes no núcleo, como o nucléolo e a cromatina.
3. ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
A estrutura eletrônica dos átomos é baseada no modelo atômico Rutherford-Bohr,
segundo Bohr o átomo é formado por uma região central positiva que ele a
denominou como núcleo, cercado por uma quantidade de elétrons em órbitas
circulares. Os átomos são formados basicamente por três partículas, são elas:
prótons, nêutrons e elétrons.
Figura 5 – Estrutura Eletrônica dos Átomos
3.1 TEORIA DE BOHR DO ÁTOMO DE HIDROGÊNIO
O átomo de Bohr é um modelo que descreve o átomo como um núcleo pequeno e
carregado positivamente cercado por elétrons em órbita circular.O modelo de Bohr
do átomo de hidrogênio começou a partir do modelo planetário, mas acrescentou
uma suposição sobre os elétrons. E se a estrutura eletrônica do átomo fosse
quantizada? Bohr sugeriu que talvez os elétrons só pudessem orbitar o núcleo em
órbitas específicas ou conchas com um raio fixado.
Ao manter o elétron em órbitas circulares e quantizadas em torno do núcleo carregado
positivamente, Bohr foi capaz de calcular a energia de um elétron no mesmo nível do
hidrogênio.
3.2 DUALIDADE DA NATUREZA DO ELÉTRON
A energia de qualquer partícula está relacionada com a suma massa pela equação E =
mc2 , demonstrada por Einstein, onde c é a velocidade da luz no vácuo (constante).
A expressão de Planck E=h u relaciona a energia de uma onda com sua frequência.
Em 1924, o físico francês Louis de Broglie atentou para o seguinte fato: da combinação
das expressões de Einstein e Planck, uma relação é obtida entre a massa de um fóton
de energia eletromagnética e sua frequência ou comprimento de onda: mc2 = h u .
Como c = u l , encontramos: m l c = h .
Substituindo-se c (velocidade da luz) por v (velocidade de um elétron) obtemos a
relação de De Broglie:
l = h / mv
De Broglie tentou associar a natureza dualista da luz ao comportamento do elétron.
Mais tarde essa hipótese foi demonstrada experimentalmente, sustentando que é
possível conseguir a difração dos elétrons. A curvatura ou a reflexão da luz , por meio
de ângulos específicos, é obtida quando a luz é transmitida ou refletida por uma grade
de difração – uma série de linhas próximas umas das outras, regularmente distanciadas
e traçadas na superfície de um plano transparente ou um espelho. O ângulo de
difração depende do comprimento de onda da luz. De fato, o fenômeno de difração só
pode ser explicado em termos do movimento da onda. A difração da luz se dá quando
seu comprimento de onda é aproximadamente igual à distância entre as linhas
traçadas.
O comprimento de onda do elétron é mais de 3 mil vezes menor que o da luz. Logo,
traçar uma grade de linhas com distâncias tão pequenas (menos de um milionésimo de
polegada) é impossível. Felizmente, grades apropriadas, já prontas para o uso, estão
disponíveis na natureza na forma de cristais. Materiais cristalinos podem servir como
grade de difração, pois suas camadas de átomos estão situadas muito próximas umas
das outras.
De acordo com a relação de De Broglie, todas as partículas deveriam ter propriedades
ondulatórias. Os objetos relativamente grandes como bolas de futebol e automóveis
provavelmente têm propriedades de ondas. Porém, estes objetos têm massas tão
grandes comparativamente à constante de Planck (h), que seus comprimentos de onda
são extremamente pequenos, e seu caráter ondulatório é desprezível.
3.3 CONCEITOS QUÂNTICOS
A teoria quântica também é conhecida como mecânica quântica ou física quântica,
e tem como foco principal de estudo o mundo microscópico.Os princípios da
quantização da energia, propostos por Einstein e Planck, e as observações
experimentais do espectro atômico dos elementos mostravam que as leis de
Newton não produziam resultados corretos quando aplicadas a sistemas muito
pequenos,como átomos e moléculas.
3.4 PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO E DIAGRAMA DE PAULING
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 férmions
idênticos deve ser antissimétrica, com respeito ao cambiamento de duas partículas.
Para elétrons de um mesmo átomo, ele implica que dois elétrons não podem ter os
mesmos quatro números quânticos. Por exemplo, se os números quânticos n,l e m,
são iguais nos dois elétrons, estes deverão necessariamente ter os números diferentes,
e portanto os dois elétrons têm spins opostos
O Diagrama de Pauling, também conhecido como Diagrama de Energia, é a
representação da distribuição eletrônica através de subníveis de energia. Através do
esquema, o químico Linus Carl Pauling (1901-1994) sugeriu algo além do que já havia
com relação à distribuição de elétrons dos átomos de elementos químicos. Para
melhorar a disposição, Pauling propôs os subníveis de energia. Através deles, seria
possível dispor os elétrons do menor ao maior nível de energia de um átomo no seu
estado fundamental.
Figura 6 - Diagrama de Linus Pauling
3.5 O PRINCÍPIO DA INCERTEZA
O Princípio da Incerteza de Werner Heisenberg (1901-1976), criado em 1926,
estabeleceu que não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron em um
mesmo instante, ou seja, quanto maior for a precisão da determinação da medida daposição do elétron, menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa.
4 - TABELA PERIÓDICA
Tabela periódica é uma tabela que agrupa os elementos químicos como forma de
facilitar o acesso a eles. Dividido por grupos, os 118 elementos químicos aparecem na
tabela em ordem crescente, de acordo com o seu número atômico, representados por
símbolos e com seus devidos números de massa.
Os elementos químicos da tabela periódica são classificados como metais, não metais
e gases nobres, e são separados por grupos que determinam o tipo de elemento.
Figura 7 – Tabela Periódica
4.1 ORIGEM E ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
A origem da Tabela Periódica ocorreu no início século XIX, por volta do ano de
1829, quando os químicos da época decidiram propor formas de organização dos
elementos químicos conhecidos até então. A Tabela Periódica atual é organizada
em linhas horizontais em ordem crescente de número atômico. Tanto que o
primeiro elemento químico que aparece da esquerda para a direita na parte
superior é o hidrogênio, que é o elemento de menor número atômico, 1. Logo à sua
direita vem o hélio, He, com número atômico igual a 2, depois vem o lítio, com
número atômico igual a 3, seguido do berílio, Be, de número atômico igual a 4, e
assim por diante.
Essa classificação crescente de números atômicos permite organizar os elementos
em grupos ou famílias (colunas) que possuem propriedades semelhantes, além
disso, as linhas horizontais também nos revelam particularidades a respeito dos
átomos dos elementos.
4.2 ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Energia de Ionização, também denominada de Potencial de Ionização, corresponde
à energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado
gasoso. O átomo ou íon só perderá elétrons se ele receber energia suficiente, que
é a energia de ionização.
Na prática, o mais importante é primeiro potencial de ionização ou primeira energia
de ionização, que corresponde à remoção do primeiro elétron. Ela costuma ser a
menor energia de ionização, pois como esse elétron é o mais afastado do núcleo, a
sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de menos energia e
sendo mais fácil removê-lo.
Além disso, com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e o íon fica cada vez
mais positivo, portanto, a atração com o núcleo fica mais forte e,
consequentemente, será necessária mais energia para retirar o próximo elétron e
assim sucessivamente.
Se considerarmos os elementos em uma mesma família ou num mesmo período da
tabela periódica, vemos que conforme aumentam os números atômicos, menores
são as energias de ionização, porque mais afastados do núcleo os elétrons estão.
Desse modo,a energia de ionização cresce na tabela periódica de baixo para cima
e da esquerda para a direita.
4.3 AFINIDADE ELETRÔNICA
Afinidade eletrônica corresponde à energia liberada quando um elétron é adicionado a
um átomo neutro no estado gasoso. O elemento flúor, por exemplo, tem essa
capacidade de atrair elétrons e “capturá- los”, originando um íon de carga negativa.
Quando isso ocorre, é liberada uma quantidade de energia específica para cada
elemento. Desse modo, essa energia liberada é definida como Eletroafinidade, pois
mede o grau de afinidade ou a potência da atração do átomo pelo elétron adicionado.
Apesar de não se ter ainda determinado experimentalmente os valores das
eletroafinidades de todos os elementos, é possível generalizar que a eletroafinidade
diminui com o aumento do raio atômico, isto é, na Tabela Periódica, ela aumenta de
baixo para cima e da esquerda para a direita.
4.4 VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS ELEMENTOS
A Tabela Periódica organiza os elementos químicos até então conhecidos em uma
ordem crescente de número atômico (Z – quantidade de prótons no núcleo do átomo).
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que
eles formam variam periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em função do
aumento (ou da diminuição) dos números atômicos. As propriedades que se
comportam dessa forma são chamadas de propriedades periódicas. As principais
propriedades periódicas químicas dos elementos são: raio atômico, energia de
ionização, eletronegatividade, eletropositividade e eletroafinidade. Já as físicas
são: pontos de fusão e ebulição, densidade e volume atômico.
5. LIGAÇÃO QUÍMICA
As ligações químicas são as interações que ocorrem entre átomos para se
tornarem uma molécula ou substância básica de um composto. Existem três tipos
de ligações: covalentes, metálicas e iônicas. Os átomos buscam, ao realizar uma
ligação química, estabilizar-se eletronicamente. Esse processo é explicado pela
teoria do octeto, que dita que cada átomo, para alcançar estabilidade, precisa ter
em sua camada de valência oito elétrons. A busca por estabilidade eletrônica, que
justifica a realização de ligações químicas entre os átomos, é explicada pela teoria
do octeto. Proposta por Newton Lewis, essa teoria afirma que a interação atômica
acontece para que cada elemento adquira a estabilidade de um gás nobre, ou seja,
oito elétrons na camada de valência.
Para isso, o elemento doa, recebe ou compartilha elétrons da sua camada mais
externa, realizando portanto, ligações químicas de caráter iônico, covalente e
metálico. Os gases nobres são os únicos átomos que já possuem oito elétrons na
sua camada mais externa e é por isso que pouco reagem com outros elementos.
❖ Ligações químicas: interação entre átomos que buscam estabilidade eletrônica.
❖ Tipos de ligações: iônicas, covalentes e metálicas
❖ Regra do octeto: define que, para o átomo ficar estável, ele deve ter em sua
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/teoria-octeto.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/teoria-octeto.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/camada-valencia.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/gases-nobres.htm
camada de valência oito elétrons.
Figura 8 – Exemplo de distribuição eletrônica do neônio (gás nobre)
5.1 TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
A transferência de electrões (ou transferência electrónica) é um processo em que
um ou mais electrões se movem de um átomo ou espécie química (por exemplo,
uma molécula) para outro átomo ou espécie química. A transferência de electrões
é uma descrição mecanística do conceito termodinâmico "redox", em que mudam
os estados de oxidação dos dois lados da reação.
Diversos processos biológicos utilizam transferência de electrões, incluindo
fotossíntese e respiração celular. Normalmente, as transferências de electrões
envolvem complexos metais de transição, mas existem também diversos exemplos
de transferência electrónica na Química Orgânica.
5.2 FORMAÇÃO DE COMPOSTOS IÔNICOS
Compostos iônicos são formados por íons unidos por forças eletrostáticas, esse
tipo de compostos, chamados de ligações iônicas, são ligações entre um metal e
um ametal. O elemento metálico possui uma tendência a formar cátions, isto é,
perde um elétron para o ametal, que o absorve, formando um ânion. Os compostos
iônicos organizam-se na forma de retículos cristalinos, ou seja, um aglomerado de
íons organizados forma a estrutura dos compostos iônicos.
Para exemplificar, usaremos os átomos de sódio, Na (metal), e o cloro, Cl (ametal),
que não são estáveis nos estados fundamentais. Para se tornar estável, é
necessário que o átomo de sódio perca o único elétron de sua camada de valência
e o cloro, com 7 elétrons na última camada, necessita de receber um elétron para
adquirir a estabilidade (regra do octeto). Com essa transferência de elétron de um
átomo para outro,é gerada uma força de atração entre os átomos, formando,
assim, a ligação iônica, considerada forte em relação aos outros tipos de ligação
entre átomos.
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/propriedades-dos-ametais.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/elemento-sodio.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/cloro.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/camada-valencia.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/camada-valencia.htmhttps://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/regra-octeto.htm
Figura 9 – Formação de compostos iônicos
Figura 10 – Características estruturais dos compostos iônicos
5.3 LIGAÇÃO COVALENTE
Ligação covalente é um tipo de interação entre átomos que apresentam alta
eletronegatividade, ou seja, elevada tendência de receber elétrons. Os elementos
químicos comumente envolvidos nesse tipo de ligação são:
Hidrogênio (H); Berílio (Be); Boro (B); Carbono (C); Nitrogênio (N); Fósforo (P); Oxigênio (O);
Enxofre (S); Flúor (F); Cloro (Cl); Bromo (Br); Iodo (I).
5.4 ELETRONEGATIVIDADE
A eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto
de si, quando se encontra ligado a outro elemento químico diferente por meio de uma
ligação covalente, isto é, em que há o compartilhamento dos elétrons, considerando
essa molécula como estando isolada. Exemplo: Molécula de gás hidrogênio: H2 → H –
H.
Quando dois átomos de hidrogênio aproximam-se, ocorrem ao mesmo tempo forças de
atração entre o núcleo de cada um desses átomos pelo elétron do outro átomo e forças
de repulsão entre os elétrons e os núcleos dos dois átomos. Quando essas forças
atingem o equilíbrio, os dois elétrons ficam em uma região das eletrosferas que é
algum lugar entre os dois átomos da molécula, em que ambos interagem com os dois
elétrons, ficando estáveis, ou seja, os dois átomos compartilham um par de elétrons.
5.5 REGRA DO OCTETO
Um grande número de átomos adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na
camada de valência, ou 2 elétrons quando possui somente a primeira camada.
Assim, para adquirir essa estabilidade eletrônica, os átomos de diferentes elementos
estabelecem ligações entre si, doando, recebendo ou compartilhando elétrons, de
modo que todos os átomos adquirem a configuração de um gás nobre correspondente
(com o mesmo número de camadas eletrônicas.
Por exemplo, os elementos da família 1 possuem todos apenas um elétron na camada
de valência. Dessa forma, eles possuem a tendência de perder esse elétron para que
sua camada de valência seja a anterior, que já possui oito elétrons. O hidrogênio e o
lítio são exceções, pois o hidrogênio precisa ganhar mais um elétron e o lítio precisa
perder um elétron para que ambos fiquem com dois elétrons na camada K.
Hidrogênio e lítio ficam estáveis com a configuração do hélio (gás nobre)
Veja outro exemplo para entender melhor: os elementos da família 16 possuem seis
elétrons na camada de valência, por isso eles precisam receber dois elétrons para
ficarem estáveis.
A seguir, temos as regras gerais para a maioria dos elementos das famílias
representativas:
O que deve acontecer com os átomos de cada família para ficarem estáveis segundo a teoria do octeto.
5.6 ENERGIA DE LIGAÇÃO
A energia de ligação, ou entalpia de ligação, é a energia absorvida na quebra de
um mol de ligação, no estado gasoso, entre átomos a 25 oC e 1 atm. Essa
definição pode envolver também a energia presente na formação da mesma
ligação entre os mesmos átomos (separados), mas ela apresentará sinal diferente.
Na molécula do bromo (Br2), por exemplo, temos a presença de uma ligação
simples (sigma) entre os átomos de bromo, assim:
- Na quebra da ligação:
Br — Br → Br(g) + Br(g)
Para que a ligação entre dois átomos de bromo seja rompida, é necessário que
haja a absorção de 193 kJ/mol. Por isso, o processo apresenta uma variação de
entalpia positiva, que é:
ΔH = + 193 kJ/mol
- Na formação da ligação:
Br(g) + Br(g) → Br — Br
Quando a ligação entre dois átomos de bromo no estado gasoso é formada, libera-
se uma quantidade de energia de mesmo valor da energia envolvida no
rompimento da ligação, mas com sinal diferente: - 193 k/mol.
5.7 LIGAÇÃO QUÍMICA, GEOMETRIA MOLECULAR, MOMENTO DÍPOLO
As ligações químicas são as interações que ocorrem entre átomos para se
tornarem uma molécula ou substância básica de um composto Esse processo é
explicado pela teoria do octeto, que dita que cada átomo, para alcançar
estabilidade, precisa ter em sua camada de valência oito elétrons.
Geometria molecular é o formato adotado por uma molécula constituída por ligação
covalente no plano espacial. Essa forma baseia-se na maneira como os átomos
que compõem a molécula, que deve apresentar mais de dois átomos, estão
dispostos em torno do átomo central.
A disposição dos átomos em uma molécula está baseada na teoria da repulsão de
pares eletrônicos (TREPV), que afirma que os elétrons presentes nas nuvens
eletrônicas ao redor de um átomo central repelem-se (afastam-se), alterando o
posicionamento dos átomos, determinando, assim, a geometria molecular.
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/entalpia.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ligacoes-covalentes.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ligacoes-covalentes.htm
Momento do dipolo elétrico é a medida da polaridade de um sistema de cargas
elétricas. O momento do dipolo elétrico para uma distribuição discreta de cargas
pontuais é simplesmente a soma vetorial dos produtos da carga pela posição
vetorial de cada carga. É normalmente utilizado em sistemas que possuem carga
total neutra. Por exemplo, um par de cargas opostas, ou um condutor neutro em um
campo elétrico uniforme. Para tais sistemas, o valor do momento do dipolo elétrico
é independente da origem do sistema de eixos. Para sistemas não neutros, surge
uma dependência da escolha da origem. Para que o momento do dipolo elétrico
seja útil no cálculo do torque em dipolo e para outros fins, a origem é
frequentemente definida no centro da carga, para osistema, que é definida como o
centro de massa e é, para alguns sistemas, a mesma.
5.8 MASSA ATÔMICA
A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica,
sendo simbolizada por “u”. 1 u equivale a um doze avos (1/12) da massa de um
átomo de carbono-12 (isótopo natural do carbono mais abundante, que possui seis
prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de número de massa igual a 12).
5.9 MASSA MOLAR
Massa molar é a massa em gramas presente em 6,02.1023 entidades
elementares,ou seja, é o número que corresponde a um mol.
5.10 REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas são processos que transformam uma ou mais substâncias,
chamados reagentes, em outras substâncias, chamadas produtos. Em uma linguagem
mais formal pode se dizer que uma reação química promove mudança na estrutura da
matéria As reações químicas são processos que transformam uma ou mais
substâncias, chamados reagentes, em outras substâncias, chamadas produtos. Em
uma linguagem mais formal pode se dizer que uma reação química promove mudança
na estrutura da matéria.
6. CONCLUSÃO
A partir da produção desse artigo, que abordou os principais tópicos desenvolvidos e
estudados na primeira unidade da matéria de Química Geral, foi possível chegar a
conclusão que a química é suma importância para toda a sociedade, sendo ela é
essencial na continuação e evolução e de tudo que a no mundo.
https://pt.wikipedia.org/wiki/Polaridade
https://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Carga_pontual&action=edit&redlink=1
https://pt.wikipedia.org/wiki/Soma_vetorial
https://pt.wikipedia.org/wiki/Centro_de_massa
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-carbono.htm
7. REFERÊNCIAS
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Estudante. Disponível em: <https://guiadoestudante.abril.com.br/estudo/resumo-de-
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C3%A9culo%20XIX,elementos%20qu%C3%ADmicos%20conhecidos%20at%C3%A9%
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