CADERNO 1 QUI

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DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: LIARA REIS
DATA:
1. A MATÉRIA E SUAS
PROPIEDADES:
Matéria é tudo aquilo que ocupa
lugar no espaço e possui massa. Porém,
cada matéria pode apresentar uma ou
mais características (propriedades da
matéria) que são diferentes de outra
matéria, como também pode apresentar
características semelhantes.
De uma forma geral,
as propriedades da matéria estão
divididas em dois grupos, as gerais e as
específicas, todas exploradas a seguir:
1.1 Propriedades gerais da matéria
São as características que toda
matéria apresenta, independentemente
do seu estado físico (sólido, líquido ou
gasoso).
Inércia: Uma matéria sempre apresenta
a tendência de manter o seu estado,
seja de repouso, seja de movimento, a
não ser que uma força externa
influencie.
Massa: Fisicamente, massa é uma
grandeza que indica a medida da
inércia ou da resistência de um corpo
de ter seu movimento acelerado. Porém,
podemos, de uma forma geral, associar
a massa à quantidade de partículas
existentes em uma matéria.
Volume: É o espaço que uma matéria
ocupa independentemente do seu
estado físico.
Impenetrabilidade: Duas matérias não
podem ocupar o mesmo espaço ao
mesmo tempo. Para enchermos uma
garrafa com água, por exemplo, o ar
tem que sair dela.
Compressibilidade: É a característica
que a matéria apresenta de diminuir o
espaço que estava ocupando quando
submetida a uma força externa. Isso
pode ser visto quando tampamos a
ponta de uma seringa e empurramos o
gás em seu interior com o êmbolo.
Elasticidade: É a característica que
uma matéria tem de voltar à sua forma
original quando uma força externa a
estica ou comprime.
Divisibilidade: É a capacidade que a
matéria possui de ser dividida inúmeras
vezes sem deixar de ser o que ela é,
isto é, não há modificação de sua
composição química.
1.2 Propriedades específicas da
matéria
São características próprias de
cada matéria, ou seja, se uma matéria
apresenta, não quer dizer que outra
também apresentará a mesma
característica.
a) Propriedades organolépticas
É a característica que a matéria
apresenta de estimular pelo menos um
dos cinco sentidos. Veja alguns
exemplos:
Paladar: quando ingerimos cloreto de
sódio, sentimos o sabor salgado;
Audição: o som produzido pelo bife
sendo frito em uma panela;
Tato: quando passamos uma toalha no
rosto e sentimos que ela é áspera;
Visão: luz percebida a partir da
explosão de fogos de artifício;
Olfato: o aroma liberado quando
descascamos uma mexerica.
b) Propriedades funcionais
É a característica que algumas
substâncias apresentam de
desempenhar um mesmo papel (função)
ou promover uma mesma sensação.
Veja alguns exemplos:
Ácidos
Toda substância classificada como
ácida apresenta sabor azedo (quando
ingerida) e é capaz de sofrer o
fenômeno da ionização (produzir íons).
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-gerais-especificas.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-gerais-especificas.htm
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/quimica/estados-fisicos-materia.htm&sa=U&ved=0ahUKEwjqjJm18onNAhXFHB4KHVcaBZkQFggFMAA&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNHgfQJi2qvYIPkDUz6E2L8lzSxW5A
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/fisica/inercia-massa-forca.htm&sa=U&ved=0ahUKEwjGx6vM8YnNAhUKGh4KHR0oAxAQFggNMAM&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNFqFVUn-QbkPwS7mYXxGdfOObI-Zg
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/fisica/inercia-massa-forca.htm&sa=U&ved=0ahUKEwjGx6vM8YnNAhUKGh4KHR0oAxAQFggNMAM&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNFqFVUn-QbkPwS7mYXxGdfOObI-Zg
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/oscincosentidos/&sa=U&ved=0ahUKEwje-OLK94nNAhWGHR4KHUvSCYQQFggFMAA&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNH46q-Wo1A8mVpfWi8gxz5P0z6OSw
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/oscincosentidos/paladar.htm&sa=U&ved=0ahUKEwje-OLK94nNAhWGHR4KHUvSCYQQFggKMAI&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNHmFfPiKcHRWHA5kxEXKOJNoejoDA
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cloreto-sodio.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cloreto-sodio.htm
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/oscincosentidos/audicao.htm&sa=U&ved=0ahUKEwjt6f7z94nNAhUKqx4KHbNVAGw4ChAWCA0wAw&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNGEPUMRC7ag75TjK3hoy5zRTNs7QA
https://www.google.com/url?q=https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/tato.htm&sa=U&ved=0ahUKEwje-OLK94nNAhWGHR4KHUvSCYQQFggXMAc&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNEvTuyixCpOCTmlSuQeoTo5HwEv4g
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/oscincosentidos/visao.htm&sa=U&ved=0ahUKEwje-OLK94nNAhWGHR4KHUvSCYQQFggNMAM&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNGqUXfXs3OXhHrDqlOcsM74jjfsHw
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/quimica-presente-nos-fogos-artificio.htm
https://www.google.com/url?q=https://brasilescola.uol.com.br/oscincosentidos/olfato.htm&sa=U&ved=0ahUKEwje-OLK94nNAhWGHR4KHUvSCYQQFggVMAY&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNHpO-kqo3Nd5MeHsI5M4ej-cAKXSg
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/acidos.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/dissociacao-ionizacao.htm
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Bases
Toda substância classificada como
básica promove a sensação de
adstringência (sensação de secura e
aperto na boca quando ingerida) e é
capaz de sofrer o fenômeno
da dissociação (liberar íons) em água.
Sais
Toda substância classificada como
salina possui sabor salgado (quando
ingerida) e é capaz de sofrer o
fenômeno da dissociação (liberar íons)
em água.
c) Propriedades químicas
É a característica que uma
matéria apresenta de se transformar em
outra, em um processo denominado
de fenômeno químico. Muitas vezes um
fenômeno químico só ocorre quando a
matéria é submetida a determinadas
condições (temperatura, catalisadores,
eletrólise etc.).
Uma matéria só se transforma
em outra quando apresentam uma
caraterística química em comum,
principalmente átomos de elementos
químicos em comum. Se queremos
produzir iogurte, é preciso utilizar leite,
e não suco de uva, por exemplo.
Outro exemplo clássico de
fenômeno químico é a formação da
água. Nesse processo, submetemos os
gases oxigênio (O2) e hidrogênio (H2) a
altas pressões e temperaturas, sendo o
resultado a produção de uma
substância completamente diferente, a
água.
Isso não é possível quando
reagimos os gases cloro (Cl2) e
hidrogênio (H2). Nesse caso, o
resultado é a formação de ácido
clorídrico (HCl).
d) Propriedades físicas
São características da matéria
determinadas de forma experimental.
Solubilidade: É a característica que
uma determinada matéria apresenta de
dissolver outra. A água, por exemplo,
tem a capacidade de dissolver o cloreto
de sódio (sal de cozinha). Vale ressaltar
que a quantidade de soluto, solvente e
a temperatura são fatores que
influenciam a solubilidade.
Um exemplo da influência da
temperatura, quantidade de soluto e
solvente está descrito na tabela a seguir:
Tabela que expressa a solubilidade da sacarose
em água
Na tabela, podemos observar que, se
tivermos 100 mL de água, a 10oC,
dissolveremos 190,5 g de sacarose.
Agora, se essa mesma quantidade de
água estiver a 50 oC, a quantidade de
sacarose que poderá ser dissolvida é
de 260,4 g.
Densidade (d): É a relação entre a
massa (m) da matéria e o espaço
(volume) que ela ocupa. Ela é calculada
por meio da seguinte expressão:
d = m
V
Ponto de fusão (PF): É a temperatura
que indica quando uma matéria deixa
de ser sólida e passa a ser totalmente
líquida. O ferro, por exemplo, deixa de
ser sólido e passa a ser líquido a
1535 oC.
Ponto de ebulição (PE): É a
temperatura que indica quando uma
matéria deixa de ser líquida e passa a
ser totalmente gasosa. O metal
mercúrio, por exemplo, deixa de ser
líquido e passa a ser gasoso a 356,9 oC.
Tenacidade: É a capacidade que uma
matéria tem de resistir ao impacto com
outra matéria. Quando uma pedra é
arremessada no vidro, este se quebra,
ou seja, a pedra é mais tenaz que o
vidro.
Dureza: É a capacidade que uma
matéria apresenta de riscar outra. Um
exemplo é quando uma pedra arranha o
vidro de uma janela, ouseja, a pedra é
mais dura que o vidro.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/bases.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/dissociacao-ionizacao.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/sais.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/fenomenos-fisicos-quimicos.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/Acido-cloridrico.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/Acido-cloridrico.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/densidade.htm
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2. TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
2.1 Transformações físicas e
químicas
As transformações que ocorrem
nos materiais são classificadas em
químicas e físicas.
As transformações físicas,
embora sejam perceptíveis pela
mudança na aparência do material,
ocorrem de maneira mais passageira,
não alterando intimamente a natureza
da substância.
Já as transformações químicas
são tão intensas que alteram a
composição do material, fazendo com
que a transformação produza uma
substância quimicamente diferente do
que se tinha no início.
Uma transformação física é
diferente de uma transformação
química porque: em uma transformação
química novas substâncias são
formadas, já a transformação física
altera a forma do material, mas sua
composição é a mesma.
2.2 Transformações físicas
Quando alteramos o tamanho ou
a forma do material ele sofre uma
mudança, mas não pode ser
transformado em outro.
Olhando microscopicamente,
percebemos que os átomos, íons ou
moléculas passam por uma agitação ou
reordenação, mas eles não são
alterados.
Podemos observar isso
nas mudanças de estado físico.
Observe que:
Sólido: as partículas permanecem em
posições fixas, por isso o volume e
forma são bem definidos.
Líquido: as partículas se movimentam
com mais liberdade e, por isso, o líquido
tem volume específico, mas a forma
varia conforme o recipiente.
Gasoso: as partículas se movimentam
em todas as direções e com grande
velocidade, preenchendo todo o
recipiente, por isso o volume e forma
são variáveis.
O exemplo mais comum que
temos para as transformações físicas
são os estados físicos da água.
Ao aquecermos a água ela
vaporiza, se congelarmos a água ela
solidifica, e quando a colocamos na
temperatura ambiente ela retorna ao
estado líquido.
A água em diferentes estados
tem suas moléculas rearranjadas, mas
a sua composição é a mesma. Por isso,
temos uma transformação física.
2.2.1 Estados Físicos da Matéria
Os estados físicos da
matéria correspondem às formas pela
qual a matéria pode se apresentar na
natureza.
Esses estados são definidos de
acordo com a pressão, temperatura e
sobretudo, pelas forças que atuam nas
moléculas.
A matéria, constituída de
pequenas partículas (átomos e
moléculas), corresponde a tudo aquilo
que possui massa e que ocupa
determinado lugar no espaço.
Podendo se apresentar em três
estados: sólido, líquido e gasoso.
https://www.todamateria.com.br/mudancas-estado-fisico/
https://www.todamateria.com.br/estados-fisicos-da-agua/
https://www.todamateria.com.br/estados-fisicos-da-materia/
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No estado sólido as moléculas
que compõem a matéria permanecem
fortemente unidas e possuem forma
própria e volume constante, por
exemplo, o tronco de uma árvore ou o
gelo (água em estado sólido).
No estado líquido, as moléculas
já apresentam uma menor união e
maior agitação, de forma que
apresentam forma variável e volume
constante, por exemplo, a água em
determinado recipiente.
Já no estado gasoso, as
partículas que formam a matéria
apresentam intensa movimentação,
pois as forças de coesão são pouco
intensas nesse estado. Neste estado, a
substância apresenta forma e volume
variáveis.
Sendo assim, no estado gasoso,
a matéria terá forma segundo o
recipiente que se encontra, caso
contrário ela permanecerá disforme, tal
qual o ar que respiramos e não vemos.
Para exemplificar, podemos pensar no
botijão de gás, o qual apresenta gás
comprimido que adquiriu determinada
forma.
2.2.2 Mudanças de Estados Físicos
As mudanças de estado
físico dependem basicamente da
quantidade de energia recebida ou
perdida pela substância. Existem
essencialmente cinco processos de
mudanças de estado físico:
Fusão: passagem do estado
sólido para o estado líquido por meio do
aquecimento. Por exemplo, um cubo de
gelo que fora do congelador vai
derretendo e se transformando em água.
Vaporização: passagem do estado
líquido para o estado gasoso que é
obtido de três maneiras: calefação
(aquecedor), ebulição (água fervendo)
e evaporação (roupas secando no
varal).
Liquefação ou Condensação:
passagem do estado gasoso para
o estado líquido por meio do
resfriamento, por exemplo, a formação
do orvalho.
Solidificação: passagem do estado
líquido para o estado sólido, ou seja, é
o processo inverso à fusão, que ocorre
por meio do arrefecimento, por exemplo,
água líquida transformada em gelo.
Sublimação: passagem do estado
sólido para o estado gasoso e vice-
versa (sem passagem pelo estado
líquido) e pode ocorrer pelo
aquecimento ou arrefecimento da
matéria, por exemplo, gelo seco
(dióxido de carbono solidificado).
2.2.3 Outros Estados Físicos
Além dos três estados básicos
da matéria, existe ainda mais dois: o
plasma e o condensado de Bose-
Einstein.
O plasma é considerado o
quarto estado físico da matéria e
representa o estado onde o gás
encontra-se ionizado. O Sol e as
estrelas são formados basicamente de
plasma.
Acredita-se que a maior parte da
matéria que existe no universo está em
estado de plasma.
https://www.todamateria.com.br/mudancas-estado-fisico/
https://www.todamateria.com.br/mudancas-estado-fisico/
https://www.todamateria.com.br/fusao/
https://www.todamateria.com.br/vaporizacao/
https://www.todamateria.com.br/ebulicao/
https://www.todamateria.com.br/evaporacao/
https://www.todamateria.com.br/liquefacao-ou-condensacao/
https://www.todamateria.com.br/solidificacao/
https://www.todamateria.com.br/sublimacao/
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O estado físico das estrelas pode ser
considerado como Plasma.
Além do plasma, existe ainda
um quinto estado da matéria chamado
de condensado de Bose-Einstein. Que
recebeu esse nome por ter sido previsto
teoricamente pelos físicos Satyendra
Bose e Albert Einstein.
Um condensado é caracterizado
pelas partículas se comportam de
maneira extremamente organizada e
vibrarem com a mesma energia como
se fossem um único átomo.
Esse estado não é encontrado
na natureza e foi produzido pela
primeira vez em 1995 em laboratório.
Para se chegar a ele é necessário que
as partículas sejam submetidas a uma
temperatura próxima do zero absoluto (-
273 ºC).
O condensado de Bose-Einstein
2.3 Transformações químicas
Novas substâncias são criadas
quando a matéria passa por uma
transformação química. Reagentes são
transformados em produtos por meio de
reações.
As reações fazem com que
ligações químicas sejam quebradas ou
formadas, mas os átomos que
participam da reação são os mesmos,
só que rearranjados.
Percebemos a ocorrência de
uma transformação química por
aparecimento de luz, surgimento de
bolhas de um gás, formação de
partículas sólidas, mudança de cor e
percepção de cheiro.
Vejamos esse exemplo:
O sódio é um metal alcalino e,
como característica dessa família,
reage violentamente com a água.
A reação entre sódio e água
origina o hidróxido do metal e libera gás
hidrogênio.
2.4 Mistura ou transformação
química?
Nem sempre quando
misturamos duas substâncias ocorre
uma transformação.
Por exemplo, quando
misturamos ferro e enxofre obtemos
uma mistura de cor diferente das
substâncias, se observadas
separadamente.
Ao utilizar um ímã, conseguimos
atrair o ferro e separá-lo do enxofre,
devido o seu magnetismo. Ou seja,
misturamos os dois, mas eles não
perderam suas propriedades iniciais.
https://www.todamateria.com.br/magnetismo/
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Entretanto, se misturarmos ferro
e enxofre em uma proporção definida
de 7g e 4g respectivamente, e
colocarmos sob aquecimento, uma
substância de cor preta é formada,
trata-se do sulfeto de ferro II.
Dessa forma, o ferro não pode
mais ser separado, pois foi
transformado em outra substância.
Chegamos a conclusão que:
uma mistura é um fenômeno físico, já
uma reação éum fenômeno químico.
2.5 Fenômenos físicos e químicos
As transformações que
a matéria sofre ao passar por alguma
alteração também são chamadas de
fenômenos físicos e químicos.
Vejamos esses dois exemplos:
Água e açúcar
O açúcar é um composto covalente e
quando dissolvido em água as
moléculas se dispersam, mas não
alteram a sua identidade. Trata-se de
um fenômeno físico.
Água e sal
Quando colocamos sal em água,
os íons se dissociam, como demonstra
a equação química:
Por se tratar de um composto
iônico e solúvel em água, o cloreto de
sódio sofre uma alteração, rompendo-
se em seus íons. Trata-se de
um fenômeno químico.
Os cátions e ânions são
solvatados quando o polo negativo da
água envolve os íons de sódio (cátions)
e o polo positivo da água envolve os
íons cloreto (ânions).
Tanto a natureza quanto o ser
humano são capazes de transformar os
materiais. Naturalmente, a fruta
apodrece e o ferro enferruja. Mas
também, provocamos transformações
quando fervemos a água ou assamos
uma carne. Esses são exemplos de
fenômenos materiais que presenciamos
no nosso dia a dia.
3. SUBSTANCIAS PURAS E
MISTURAS:
Uma substância pura é formada
por um único tipo de espécie química,
ou seja, sua composição e
propriedades são fixas. Uma mistura
contém mais de um tipo de componente
e, por isso, sua organização é variável.
Dessa forma, só podemos distinguir
uma substância pura de uma mistura ao
conhecermos sua composição.
Ao compararmos um copo com
água e um copo com açúcar dissolvido,
nossos olhos não percebem nenhuma
diferença. Entretanto, se ingerirmos o
conteúdo dos dois copos notaremos
que um é a substância pura e o outro é
constituído de uma mistura.
3.1 Substâncias puras
Uma substância pura é o
conjunto de apenas uma espécie
química, ou seja, ela não está
misturada com outras.
Vamos utilizar a água como
exemplo. A água (H2O) é reconhecida
por suas características e as
propriedades específicas desse material
nos ajudam a identificá-lo. As
principais propriedades da água são:
https://www.todamateria.com.br/materia/
https://www.todamateria.com.br/propriedades-da-agua/
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Densidade 1,00 g/cm3
Ponto de fusão 0 ºC
Ponto de ebulição 100 ºC
Quando um material possui
propriedades fixas e invariáveis em toda
a sua extensão, dizemos que se trata
de uma substância pura.
Ao nível do mar (pressão de 1
atm), os pontos de fusão e ebulição da
água (substancia pura) são,
respectivamente, 0ºC e 100ºC. Assim,
considere, por exemplo, um cubo de
gelo a -20 ºC que passa a ser aquecido
em uma panela no fogo. Com o tempo,
a temperatura do gelo subirá: -19ºC... -
18 ºC... -17 ºC..., e assim por diante, até
chegar à temperatura de 0ºC, isto é, ao
seu ponto de fusão. Nessa temperatura,
a água que estava no estado sólido
começará a passar para o estado
líquido, mas a temperatura não
continuará subindo, ela permancerá em
0ºC até que todo o gelo vire água
líquida.
É por isso que, no diagrama de
mudança de estado físico apresentado
a seguir, escrevemos um patamar, ou
seja, um intervalo de tempo em que a
temperatura permanece constante:
Gráfico da fusão do gelo
Se continuarmos aquecendo a
água na panela, a sua temperatura
subirá: 1ºC... 2ºC... 3ºC... e assim por
diante. Durante todo esse tempo a água
ainda estará no estado líquido. Porém,
quando atingir a temperatura de 100ºC,
as moléculas que estavam no fundo do
recipiente ganharão energia térmica
suficiente para vencer a pressão
externa (da gravidade) e sua massa
diminuirá, por isso, elas subirão,
enquanto a água da superfície descerá.
Com o tempo, essas águas que
desceram também ganharão energia
térmica e voltarão a subir, já que as da
superfície perderão energia para o meio.
Esse processo é chamado
de convecção.
Durante todo esse processo de
ebulição, ou seja, em que a água no
estado líquido passa para o estado de
vapor, a temperatura da água não
aumenta, mas permanece constante em
100ºC até que todo o líquido vire vapor.
Desse modo, continuando a
escrever o diagrama de mudança de
estado físico, temos mais um patamar,
mas que se refere ao ponto de ebulição:
Gráfico de ebulição da água
O diagrama de mudança de
estado físico completo da água fica da
seguinte forma ao nível do mar:
Diagrama de mudança de estado físico
da água
Veja que o processo inverso do
aquecimento, isto é, o resfriamento,
ocorre da mesma forma, com o ponto
de liquefação (condensação) igual ao
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ponto de ebulição (100ºC), e o ponto de
solidificação igual ao ponto de fusão
(0ºC).
Todo gráfico de mudança de
estado físico, seja qual for a substância
pura, apresentará dois patamares que
se referem ao ponto de fusão e ao
ponto de ebulição da substância.
Essa informação pode ser usada,
por exemplo, para determinar se uma
substância é sólida, líquida ou gasosa
em temperatura ambiente. Por exemplo,
o ponto de fusão do fenol é 43ºC e o
ponto de ebulição é 182,0ºC. Então, o
seu diagrama de mudança de estado
físico é dado por:
Diagrama de mudança de estado físico do
fenol
A temperatura ambiente é cerca
de 25 ºC, ou seja, no diagrama acima,
está entre 0ºC e 43ºC, que é quando o
fenol está no estado sólido. Isso
significa que, em temperatura ambiente,
o fenol é sólido.
No caso de misturas de duas ou
mais substâncias, o diagrama de
mudança de estado físico não
apresenta esses dois patamares, pois
as mudanças de estado físico das
misturas não ocorrem com a
temperatura constante, mas sim em
faixas de temperatura, porque, à
medida que passa para outro estado
físico, a composição da mistura muda.
Assim, o diagrama de mudança
de estado físico das misturas é parecido
com o mostrado a seguir:
Diagrama de mudança de estado físico de
misturas
Veja que as temperaturas de
fusão e ebulição começam em um valor
e terminam em outro.
3.2 Substâncias puras simples e
compostas
As substâncias puras são
classificadas como simples quando em
sua composição há átomos de apenas
um elemento químico.
O arranjo de átomos de dois ou mais
elementos químicos formam as
substâncias puras compostas.
3.3 Misturas
Uma mistura corresponde a
junção de duas ou mais substâncias
puras, que são chamadas de
componentes.
Ao contrário das substâncias
puras, suas propriedades não são fixas,
pois dependem da proporção dos
componentes na mistura.
Veja como a densidade, uma
propriedade física, varia conforme a
quantidade de sal misturado com a
água.
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Porcentagem de
sal na
massa total da
mistura
Densidade da
mistura (g/cm3)
a 20 °C
1 1,005
8 1,056
12 1,086
16 1,116
26 1,197
Fonte: FURNISS, B. S. et al. Vogel’s Textbook of
Practical Organic Chemistry. 4. ed. Londres:
Longman, 1987. p. 1.312.
Sendo assim, a adição de água
e sal, em qualquer proporção, possui
densidade variável e, por isso, não
podemos classificar a mistura nem
como água nem como sal.
3.4 Misturas homogêneas e
heterogêneas
Misturas homogêneas são
aquelas que apresentam os
componentes em apenas uma fase e,
por isso, as mesmas propriedades em
todos os seus pontos.
Quando visualmente
percebemos mais de uma fase, então a
mistura é classificada como
heterogênea.
Resumo sobre substâncias puras e
misturas
Substâncias puras e misturas
Sistema
homogêneo
Substância pura
(um só componente)
Substâncias puras e misturas
(apenas uma
fase)
Mistura homogênea
(mais de um
componente na
mesma fase)
Sistema
heterogêneo
(mais de uma
fase)
Substância pura
(um componente em
diferentes estados
físicos)
Mistura heterogênea
(mais de um
componente em mais
de uma fase)
3.5 Misturas eutéticas e azeotrópicas
As misturas eutéticas e
azeotrópicas são misturas que possuem,
respectivamente, o ponto de fusão e o
ponto de ebulição fixos e constantes
como se fossem substâncias puras.
O álcool hidratado a 96% é uma mistura
azeotrópica com ponto de ebulição igual a
78,1 ºC
O gráfico que mostra a mudança
de estado físico das substânicas puras
apresenta dois patamares, ou seja,
duas linhas horizontais, porque
enquanto o tempo (eixo das abscissas)
passa, a temperatura (eixo das
coordenadas) permanece constante no
ponto de fusão e no ponto de ebulição
até que toda a substância mude deestado físico.
Já as misturas não possuem
nenhum patamar em seus diagramas
de mudança de estado físico porque, à
medida que a mistura muda de estado
de agregação, sua constituição varia e,
desse modo, tanto o processo de fusão
11
(ou solidificação) quanto o processo de
ebulição (ou condensação) não ocorrem
com uma temperatura fixa, mas
começam em uma temperatura e
terminam em outra.
No entanto, existem dois casos
especiais de misturas que não se
enquadram nesses padrões. Trata-se
das misturas eutéticas e azeotrópicas.
Entenda do que se trata cada uma:
3.5.1 Misturas eutéticas: São aquelas
que se comportam como uma
substância pura durante o processo de
fusão (ou solidificação). Isso significa
que, quando a mistura é aquecida e
começa a passar do estado sólido para
o líquido, a temperatura de fusão é fixa
e fica constante até que toda a mistura
passe para o estado líquido. O mesmo
ocorre com o processo inverso, de
resfriamento, isto é, o ponto de
congelamento ou solidificação é fixo e
constante até que todo o líquido
solidifique-se.
Portanto, o diagrama de
mudança de estado físico para as
misturas eutéticas é dado por:
Gráfico de mudança de estado físico das
misturas eutéticas
As misturas eutéticas possuem
a concentração dos seus constituintes
fixa. Um exemplo é a solda — liga
metálica formada por exatamente 62%
de estanho e 38% de chumbo. Nessas
proporções, a solda possui ponto de
fusão igual a 183ºC.
A solda formada por 62% de estanho e 38%
de chumbo é um exemplo de mistura
eutética
3.5.2 Misturas azeotrópicas: São
aquelas que se comportam como uma
substância pura durante o processo de
ebulição (ou condensação). Isso
significa que, quando a mistura é
aquecida e começa a passar do estado
líquido para o gasoso, a temperatura de
ebulição é fixa e fica constante até que
toda a mistura passe para o estado
gasoso. O mesmo ocorre com o
processo inverso, de resfriamento, isto
é, o ponto de condensação é fixo e
constante até que todo o gás liquefaça-
se.
O diagrama de mudança de
estado físico para as misturas
azeotrópicas é dado por:
Gráfico de mudança de estado físico das
misturas azeotrópicas
As misturas azeotrópicas
também precisam ter proporções bem
definidas. Um exemplo é o álcool a 96%,
ou seja, com 96% de etanol e 4% de
água. O ponto de ebulição dessa
mistura é exatamente 78,1ºC
.
12
4. SEPARAÇÃO DE MISTURAS
4.1 Processos de separação de
misturas heterogêneas
Os processos de separação de
misturas heterogêneas são, no
geral, mais simples que os outros. Os
principais processos para separar
misturas heterogêneas são:
Catação: o processo de catação é o
mais simples possível, onde utiliza-se
a mão ou outro instrumento para
realizar a separação. Quando utilizamos
a mão para escolher o feijão, estamos
realizando uma catação.
Levigação: no processo de
levigação, utiliza-se a água para
separar sólidos com densidades
diferentes. No garimpo, a levigação é
utilizada para separar o ouro da areia.
Decantação: a decantação, que é um
processo de separação sólido-líquido,
espera-se a sedimentação da parte
densa, retirando a parte de menor
densidade que ficou na parte de cima
do recipiente. Quando é utilizada uma
mangueira para retirar a parte de menor
densidade, o processo leva o nome
de sifonação.
Filtração: é o processo de maior
eficiência entre os citados até aqui. Na
filtração, utiliza-se de micro furos que
permitem a passagem do líquido e
enquanto seguram a passagem do
sólido. Por exemplo, utilizamos os filtros
para coar café.
4.2 Processos de separação de
misturas homogêneas
Já os processos de separação
das misturas homogêneas são mais
complicados, uma vez que envolvem
a mudança de fase de uma fase. Entre
estes processos, vamos citar
as destilações simples e fracionada.
Não estaremos interessados, neste
momento, na apresentação da
aparelhagem utilizada (que não é
simples!), mas sim no processo global.
Destilação simples: No processo de
destilação simples, participam uma fase
líquida e uma sólida. Desta maneira, a
forma mais volátil é aquecida até entrar
em ebulição e, após isso, é condensada
em um recipiente separado. Assim, são
obtidas as duas formas separadamente.
Destilação fracionada: já na destilação
fracionada, são separados os
componentes de uma mistura líquido-
líquido, como os derivados de petróleo,
por exemplo. O processo é similar à
destilação simples, mas conta com
uma coluna de fracionamento,
que serve para separar os
componentes de volatilidade diferentes.
LISTA DE EXERCICIOS I
1. (Enem - 2018) Na fabricação de
qualquer objeto metálico, seja um
parafuso, uma panela, uma joia, um
carro ou um foguete, a metalurgia está
presente na extração de metais a partir
dos minérios correspondentes, na sua
transformação e sua moldagem. Muitos
dos processos metalúrgicos atuais têm
em sua base conhecimentos
desenvolvidos há milhares de anos,
como mostra o quadro:
Podemos observar que a extração e o
uso de diferentes metais ocorreram a
partir de diferentes épocas. Uma das
razões para que a extração e o uso do
ferro tenham ocorrido após a do cobre
ou estanho é:
A) a inexistência do uso de fogo que
permitisse sua moldagem.
B) a necessidade de temperaturas mais
elevadas para sua extração e
moldagem.
C) o desconhecimento de técnicas para
a extração de metais a partir de
minérios.
D) a necessidade do uso do cobre na
fabricação do ferro.
E) seu emprego na cunhagem de
moedas, em substituição ao ouro.
2. (Enem -2015) Ainda hoje, é muito
comum as pessoas utilizarem
vasilhames de barro (moringas ou potes
de cerâmica não esmaltada) para
13
conservar água a uma temperatura
menor do que a do ambiente. Isso
ocorre porque:
A) o barro isola a água do ambiente,
mantendo-a sempre a uma temperatura
menor que a dele, como se fosse isopor.
B) o barro tem poder de “gelar” a água
pela sua composição química. Na
reação, a água perde calor.
C) o barro é poroso, permitindo que a
água passe através dele. Parte dessa
água evapora, tomando calor da
moringa e do restante da água, que são
assim resfriadas.
D) o barro é poroso, permitindo que a
água se deposite na parte de fora da
moringa. A água de fora sempre está a
uma temperatura maior que a de dentro.
E) a moringa é uma espécie de
geladeira natural, liberando substâncias
higroscópicas que diminuem
naturalmente a temperatura da água.
3. (Enem -2017) A gasolina é vendida
por litro, mas em sua utilização como
combustível, a massa é o que importa.
Um aumento da temperatura do
ambiente leva a um aumento no volume
da gasolina. Para diminuir os efeitos
práticos dessa variação, os tanques dos
postos de gasolina são subterrâneos.
Se os tanques não fossem
subterrâneos:
I. Você levaria vantagem ao abastecer o
carro na hora mais quente do dia, pois
estaria comprando mais massa por litro
de combustível.
II. Abastecendo com a temperatura
mais baixa, você estaria comprando
mais massa de combustível para cada
litro.
III. Se a gasolina fosse vendida por kg
em vez de por litro, o problema
comercial decorrente da dilatação da
gasolina estaria resolvido.
Destas considerações, somente:
A) I é correta.
B) II é correta.
C) III é correta.
D) I e II são corretas.
E) II e III são corretas.
4. (Enem- 2021) A imagem apresenta
as etapas do funcionamento de uma
estação individual para tratamento do
esgoto residencial.
TAVARES, K. Estações de tratamento de esgoto
individuais permitem a reutilização da água.
Disponível em: https://extra.globo.com. Acesso
em: 18 nov. 2014 (adaptado).
Em qual etapa decanta-se o lodo a ser
separado do esgoto residencial?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 5
E) 6
5. (Enem - 2021) Para preparar o vinho
de laranja, caldo de açúcar é misturado
com suco de laranja, e a mistura é
passada em panos para retenção das
impurezas. O líquido resultante é
armazenado em garrafões, que são
tampados com rolhas de cortiça. Após
oito dias de repouso, as rolhas são
substituídas por cilindros de bambu e,
finalmente, após dois meses em
repouso ocorre novamente a troca dos
cilindros de bambu pelas rolhas de
cortiça.
RESENDE, D. R.; CASTRO, R. A.; PINHEIRO, P.
C. O saber popular nasaulas de química: relato
de experiência envolvendo a produção do vinho
de laranja e sua interpretação no ensino
médio. Química Nova na Escola, n. 3, ago. 2010
(adaptado).
Os processos físico e químico que
ocorrem na fabricação dessa bebida
são, respectivamente,
A) decantação e fervura.
B) filtração e decantação.
C) filtração e fermentação.
D) decantação e precipitação.
E) precipitação e fermentação.
14
6. (Enem - 2021) A densidade é uma
propriedade que relaciona massa e
volume de um material. Um estudante
iniciou um procedimento de
determinação da densidade de uma
amostra sólida desconhecida. Primeiro
ele determinou a massa da amostra,
obtendo 27,8 g. Em seguida, utilizou
uma proveta, graduada em mililitro, com
água para determinar o volume da
amostra, conforme esquematizado na
figura. Considere a densidade da água
igual a 1 g/mL.
A densidade da amostra obtida, em
g/mL, é mais próxima de
A) 0,36.
B) 0,56.
C) 0,62.
D) 0,79.
E) 2,78.
7. (Enem - 2021) Para assegurar a boa
qualidade de seu produto, uma indústria
de vidro analisou um lote de óxido de
silício (SiO2), principal componente do
vidro. Para isso, submeteu uma
amostra desse óxido ao aquecimento
até sua completa fusão e ebulição,
obtendo ao final um gráfico de
temperatura T (°C) versus tempo t (min).
Após a obtenção do gráfico, o analista
concluiu que a amostra encontrava-se
pura.
Dados do SiO2: Tfusão = 1 600 °C;
Tebulição = 2 230 °C.
Qual foi o gráfico obtido pelo analista?
Alternativas
A)
B)
C)
D)
E)
8. (Enem - 2019) Na perfuração de uma
jazida petrolífera, a pressão dos gases
faz com que o petróleo jorre. Ao se
reduzir a pressão, o petróleo bruto para
de jorrar e tem de ser bombeado. No
entanto, junto com o petróleo também
se encontram componentes mais
densos, tais como água salgada, areia
e argila, que devem ser removidos na
primeira etapa do beneficiamento do
15
petróleo. A primeira etapa desse
beneficiamento é a
A) decantação.
B) evaporação.
C) destilação.
D) floculação.
E) filtração.
9. (Enem - 2019) “Antes da geração do
céu, teremos que rever a natureza do
fogo, do ar, da água e da terra. Primeiro,
em relação àquilo a que chamamos
água, quando congela, parece-nos
estar a olhar para algo que se tornou
pedra ou terra, mas quando derrete e
se dispersa, esta torna-se bafo e ar; o
ar, quando é queimado, torna-se fogo; e,
inversamente, o fogo, quando se contrai
e se extingue, regressa à forma do ar; o
ar, novamente concentrado e contraído,
torna-se nuvem e nevoeiro, mas, a
partir destes estados, se for ainda mais
comprimido, torna-se água corrente, e
de água torna-se novamente terra e
pedras; e deste modo, como nos parece,
dão geração uns aos outros de forma
cíclica.”
PLATÃO, Timeu (c. 360 a.C.).
Buscando compreender a
diversidade de formas e substâncias
que vemos no mundo, diversas culturas
da Antiguidade elaboraram a noção de
“quatro elementos” fundamentais, que
seriam terra, água, ar e fogo. Essa
visão de mundo prevaleceu até o início
da Era Moderna, quando foi suplantada
diante das descobertas da química e da
física.
Do ponto de vista da ciência
moderna, a descrição dos “quatro
elementos” feita por Platão corresponde
ao conceito de
A) partícula elementar.
B) força fundamental.
C) elemento químico.
D) fase da matéria.
E) lei da natureza.
10. (Enem - 2016) Para demonstrar os
processos físicos de separação de
componentes em misturas complexas,
um professor de química apresentou
para seus alunos uma mistura de
limalha de ferro, areia, cloreto de sódio,
bolinhas de isopor e grãos de feijão. Os
componentes foram separados em
etapas, na seguinte ordem:
Em qual etapa foi necessário adicionar
água para dar sequência às
separações?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: LIARA REIS
DATA:
1. O ESTUDO DO ÁTOMO
O termo átomo tem origem
no grego ἄτομος (atomos, “indivisível”).
Significa, na origem, que seria a menor
partícula capaz de identificar um
elemento químico,e de participar de
uma reação química. Mas, será que
ainda vale? Veja nesta aula gratuita:
O estudo do átomo se iniciou
na Grécia antiga com o filósofo Leucipo
e seu discípulo Demócrito: para eles, o
átomo era o menor componente de toda
a matéria existente. Eles fizeram esta
proposição 400 anos A.C.
Para os gregos, naquela época,
era impossível dividir o átomo em
partes menores. Ao desenrolar
da história, diversos cientistas e
estudiosos tentaram definir o átomo
quanto a sua forma, dando origem a
16
diversas teorias sobre sua constituição
física.
Surgiram, então, os modelos
atômicos de John Dalton; de Joseph
Tromson; de Ernest Rutherford; e de
Niels Bohr, que aperfeiçoou o modelo
anterior, criando o Modelo Bohr-
Rutherford.
1.1 Os Modelos Atômicos
1 – Modelo de Dalton – Após as
formulações iniciais dos gregos Leucipo
e Demócrito vieram as contribuições de
John Dalton, na Inglaterra, em 1808,
destacando no ‘Modelo Dalton’ que a
Matéria seria formada por partículas
muito pequenas, os ‘átomos’; Estes
átomos seriam esféricos, maciços, e
indivisíveis;
Os átomos com as mesmas
propriedades seriam parte de um
‘elemento químico’; Os elementos
diferentes, portanto, seriam formados
por diferentes átomos; E, ainda, que as
reações químicas seriam formas de unir,
separar ou de rearranjar os átomos.
2 – Modelo de Thomson – No final do
século XIX o pesquisador inglês Joseph
John Thomson derrubou a concepção
de que o átomo era uma esfera
indivisível, e que estava no modelo de
Dalton.
Para chegar a esta conclusão
ele produziu um experimento om a
emissão de raios catódicos, tendo como
resultado a atração de partículas
negativas em direção ao polo positivo
de um campo elétrico externo. Ele
batizou estas partículas de ‘elétrons’.
Thomson sugeriu, então, o átomo
esférico em equilíbrio elétrico, com
cargas positivas e negativas.
3 – Modelo de Rutherford – No início
do Século XX o neozelandês Ernest
Rutherford derrubou os conceitos
anteriores ao demonstrar através de um
experimento de que o átomo não era
‘maciço’.
Rutherford bombardeou lâminas
finíssimas de ouro com partículas alfa, e
verificou que algumas passavam ‘direto’
e que outras eram
desviadas.
Assim, Rutherford deduziu que
os átomos teriam um ‘núcleo’ mais
consistente e de carga positiva, e que
em torno dele orbitavam os elétrons em
movimento circular, e de carga negativa.
4 – O Modelo Bohr-Rutherford – Em
1913 o cientista dinamarquês Niels
Bohr perfeiçoou o modelo de Rutherford
ao propor que os átomos realizavam
seus movimentos em diferentes órbitas
em torno do núcleo, podendo, inclusive,
‘subir’ ou ‘descer’ de órbitas em torno
do núcleo.
Niels Bohr inovou na ciência do
átomo com três postulados que se
tornaram clássicos: as Camadas
Eletrônicas; a Movimentação dos
Elétrons na mesma camada sem
mudança no nível de energia; e os
‘saltos’ dos elétrons de uma camada
para outra, com mudança no nível de
energia. Veja:
A– As diferentes orbitas circulares em
torno do Núcleo consistiam-se em
‘camadas eletrônicas’, sendo cada uma
17
delas com o seu próprio nível de
energia. Ou seja, uma órbita tem
diferente nível energia em relação às
demais.
B- Quando os elétrons se movimentam
numa mesma camada eletrônica eles
não absorvem nem emitem energia
espontaneamente.
C– Ao receber energia, o elétron pode
saltar para outra órbita, mais energética.
Dessa forma, o átomo fica instável, pois
o elétron tende a voltar à sua orbita
original. Quando o átomo volta à sua
órbita original, ele devolve a energia
que foi recebida em forma de luz ou
calor.
1.2 A Classificação dos Átomos
Os átomos podem possuir o
mesmo número de massa, de elétrons,
de prótons e de nêutrons veja a seguir,
como cada uma dessas situações é
chamada:
Isoeletrônicos: São os átomos que
possuem a mesma quantidade de
elétrons;
Isóbaros: São os átomos que
possuem o mesmo número de massa;
Isotonos: São os átomos que possuem
o mesmo número de neutros;
Isotopos: São os átomos que possuem
o mesmo número de prótons, mas,
diferem na quantidade de nêutrons.
1.3 A Estrutura do Átomo
Os átomos são compostos de,
pelo menos, um próton, um elétrone
um nêutron.Os prótons e os nêutrons
formam o núcleo do átomo, enquanto
os elétrons estão distribuídos no espaço
em torno do núcleo.
Veja na tabela as características
das partículas que compõem o átomo.
Partícula Sím
bolo
Carga Massa, Kg
elétron e– -1 9,109×10-31
próton p +1 1,673×10-27
nêuton n 0 1,675×10-27
O número de prótons de
um átomo é chamado de número
atômico e é representado pela letra Z.
O número de massa de
um átomo corresponde à soma do
número de prótons (Z) com o número
de neutros (n), e é representada pela
letra A. Assim temos:
A=Z+n
Vamos deixar mais claro? Então
veja o exemplo:
 Se o átomo de potássio (K)
apresenta número de massa 39,
qual é o seu número de nêutrons,
sabendo que o seu número atômico
é igual a 19?
Dados:
A=39
Z = 19
Então: A=Z+n → 39 = 19 + n →n=39-19
→ n=20
Portanto o número de neutros é igual a
20.
18
1.4 Distribuição eletrônica
A distribuição eletrônica refere-
se ao modo em que os elétrons estão
distribuídos nas camadas ou níveis de
energia que ficam ao redor do núcleo
do átomo.
O modelo atômico de
Rutherford-Böhr mostra que o átomo
possui um núcleo com prótons e
nêutrons, além de uma eletrosfera
formada por várias camadas eletrônicas,
com valores de energia específicos
para cada tipo de átomo.
1.4.1 Camadas eletrônicas ou níveis
de energia
Para os elementos conhecidos
atualmente, existem, no máximo, sete
camadas que são representadas,
respectivamente (de dentro para fora),
pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.
Por exemplo, abaixo temos os
elétrons do berílio. Ele possui 4 elétrons
no total, distribuídos em duas camadas
eletrônicas. Assim, a sua distribuição
eletrônica é dada por: 2 – 2.
No entanto, os elétrons não se
distribuem de qualquer forma nessas
camadas, havendo, portanto, algumas
regras a serem seguidas para essa
distribuição. Por exemplo, a primeira
camada (K) suporta no máximo 2
elétrons, e a camada de valência (a
última camada a ser preenchida) pode
possuir no máximo 8 elétrons.
Esses e outros fatores ocorrem
porque os elétrons distribuem-se nas
camadas eletrônicas de acordo com
subníveis de energia, que são
identificados pelas letras s, p, d, f, que
aumentam de energia nessa ordem
respectiva. Cada nível comporta uma
quantidade máxima de elétrons
distribuídos nos subníveis de energia.
1.4.2 Diagrama de Linus Pauling
Para tornar mais fácil a
distribuição dos elétrons dos átomos
nas camadas eletrônicas, o cientista
Linus Pauling (1901-1994) criou
uma representação gráfica que facilitou
a visualização da ordem crescente de
energia e a realização da distribuição
eletrônica.
Essa representação passou a
ser chamada de diagrama de Pauling,
sendo também conhecida como
diagrama de distribuição eletrônica ou,
ainda, diagrama dos níveis energéticos,
e está exposta abaixo:
Antes de você poder realizar a
distribuição eletrônica de um átomo por
meio do diagrama de Pauling, é
necessário saber qual a quantidade
máxima de elétrons que pode ser
distribuída em cada nível e subnível.
Isso está evidenciado a seguir:
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/modelo-atomico-rutherford-bohr.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/modelo-atomico-rutherford-bohr.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/atomo.htm
19
Quantidade máxima de elétrons por
níveis
Níveis Quantidade máxima de elétrons
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8
Quantidade máxima de elétrons por
subníveis
Subníveis Quantidade máxima deelétrons
s 2
p 6
d 10
f 14
Além disso, lembre-se de que os
elétrons vão preenchendo esses
subníveis de acordo com a ordem
crescente de energia, que, no diagrama
de Pauling, é dada pelo sentido das
setas.
Agora sim, vejamos um exemplo
de como aplicar esses conceitos na
distribuição eletrônica:
Exemplo 1:
Vamos realizar a distribuição
eletrônica do magnésio (Mg), cujo
número atômico (Z - número de prótons)
é igual a 12.
Visto que está no estado
fundamental, a quantidade de elétrons e
de prótons é igual, ou seja, temos que
distribuir 12 elétrons.
Começaremos pelo subnível 1s,
onde só cabem 2 elétrons, e
continuaremos preenchendo e seguindo
as setas até completar 12 elétrons:
Observe que a distribuição
eletrônica do magnésio em subníveis de
energia é dada por: 1s2 2s2 2p6 3s2.
Já a distribuição eletrônica por
camadas foi: 2 – 8 – 2, ou seja, o átomo
desse elemento possui 2 elétrons na
camada K, 8 elétrons na camada L e 2
dois elétrons na camada M.
Exemplo 2:
Vanádio (Z = 23)
Ordem
energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d3
Número total de elétrons por nível ou
camada: K = 2, L = 8, M = 11, N = 2
2. TABELA PERIÓDICA DOS
ELEMENTOS QUÍMICOS
Tabela periódica é a
organização sistematizada das
espécies atômicas de acordo com o seu
número de prótons e suas
características físico-químicas.
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/protons.htm
20
A tabela periódica é
uma organização sistemática das
espécies atômicas descobertas e onde
é possível obter informações sobre elas,
como número atômico e número de
massa. Além disso, ela possibilita o
estabelecimento de relações em torno
das propriedades periódicas dos
elementos, como raio atômico e
eletronegatividade.
Criada por Dmitri Mendeleiev e
atualizada por Julius Lothar Meyer, a
versão atualizada contém 118
elementos posicionados em ordem
crescente de número atômico. Ela é
estruturada em grupos (colunas) e
períodos (linhas). Cada grupo contém
elementos com o mesmo número de
elétrons na camada de valência, e os
elementos de cada período possuem o
mesmo número de camadas eletrônicas.
2.1 Organização da tabela periódica
→ Família ou grupos
As famílias ou grupos da tabela
periódica são as colunas (classificadas
de acordo com o número de elétrons na
camada de valência), ou seja, cada
grupo comporta elementos com o
mesmo número de elétrons na camada
de valência, consequentemente agrupa
elementos com características físico-
químicas em comum.
São ao total 18 grupos. Em
alguns livros e artigos, pode-se
encontrar a denominação família ou
grupo com subdivisões do tipo A e B,
mas essa denotação entrou em desuso
por recomendação da União
Internacional da Química Pura e
Aplicada (Iupac). Atualmente a
classificação é feita dividindo-se os
elementos em colunas, chamadas de
grupos, que vão do 1 ao 18.
 Grupo 1
(metais alcalinos): hidrogênio (está
posicionado no grupo 1, mas não
possui semelhança com os demais
elementos do grupo), lítio, sódio,
potássio, rubídio, césio e frâncio.
 Grupo 2 (metais alcalinoterrosos):
berílio, magnésio, cálcio, estrôncio,
bário e rádio.
 Grupo 3: escândio, ítrio e série de
lantanídeos (15 elementos) e
actinídeos (15 elementos).
 Grupo 4: titânio, zircônio, háfnio e
rutherfórdio.
 Grupo 5: vanádio, nióbio, tântalo e
dúbnio.
 Grupo 6: cromo, molibdênio,
tungstênio e seabórgio.
 Grupo 7: manganês, tecnécio, rênio
e bóhrio.
 Grupo 8: ferro, rutênio, ósmio,
hássio.
 Grupo 9: cobalto, ródio, irídio e
meitnério.
 Grupo 10: níquel, paládio e platina
 Grupo 11: cobre, prata, ouro e
roentgênio.
 Grupo 12: zinco, cádmio, mercúrio
e copernício.
 Grupo 13: boro, alumínio, gálio,
índio, tálio e nihônio
 Grupo 14: carbono, silício,
germânio, estanho, chumbo e
fleróvio.
 Grupo 15: nitrogênio, fósforo,
arsênio, antimônio, bismuto e
moscóvio.
 Grupo 16 (calcogênios): oxigênio,
enxofre, selênio, telúrio, polônio e
livermório.
 Grupo 17 (halogênios): flúor, cloro,
bromo, iodo, astato e tenessino.
 Grupo 18 (gases nobres): hélio,
neônio, argônio, criptônio, xenônio,
radônio e oganésson.
→ Períodos
Período é a classificação dada
na horizontal, em linhas, ordenadas de
acordo com o número de camadas
eletrônicas. No primeiro período, por
exemplo, estão os elementos que
comportam seus elétrons em apenas
uma camada. São sete períodos ao
todo. Veja a seguir o número de
elementos em cada um.
1º período: 2 elementos.
2º período: 8 elementos.
3º período: 8 elementos.
4º período: 18 elementos.
5º período: 18 elementos.
6º período: 32 elementos.
7º período: 32 elementos.
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinos.htmhttps://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/hidrogenio.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/calcogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/calcogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/halogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/halogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/halogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/halogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/gases-nobres.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/gases-nobres.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/gases-nobres.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/gases-nobres.htm
21
2.2 Propriedades periódicas
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.
A seguir, veja mais
detalhadamente as propriedades
periódicas químicas:
1- Raio atômico: pode ser definido
como a metade da distância (r = d/2)
entre os núcleos de dois átomos de um
mesmo elemento químico, sem estarem
ligados e assumindo os átomos como
esferas:
Ilustração de raio atômico
Na tabela periódica, o raio
atômico aumenta de cima para baixo e
da direita para a esquerda.
Isso acontece porque em uma
mesma família (coluna), as camadas
eletrônicas vão aumentando conforme
se desce uma “casa” e,
consequentemente, o raio atômico
aumenta. Em um mesmo período (linha),
o número de camadas eletrônicas é o
mesmo, mas a quantidade de elétrons
vai aumentando da esquerda para a
direita e, com isso, a atração pelo
núcleo aumenta, diminuindo o tamanho
do átomo.
Ordem de crescimento do raio atômico na
Tabela Periódica
2. Energia ou potencial de
ionização: é a energia mínima
necessária para remover um elétron de
um átomo ou íon no estado gasoso.
Esse elétron é sempre retirado
da última camada eletrônica, que é a
mais externa e é conhecida como
camada de valência.
Quanto maior o raio atômico,
mais afastados do núcleo os elétrons da
camada de valência estarão, a força de
atração entre eles será menor e,
consequentemente, menor será a
energia necessária para retirar esses
elétrons e vice-versa. Por isso, a
energia de ionização dos elementos
químicos na Tabela Periódica aumenta
no sentido contrário ao aumento do raio
atômico, isto é, de baixo para cima e da
esquerda para a direita:
Ordem de crescimento da energia de ionização
na Tabela Periódica
3. Eletronegatividade: representa a
tendência que um átomo tem de atrair
elétrons para si em uma ligação
química covalente em uma molécula
isolada.
Os valores das
eletronegatividades dos elementos
22
foram determinados pela escala de
Pauling.
Foi observado que, conforme o
raio aumentava, menor era atração do
núcleo pelos elétrons compartilhados na
camada de valência. Por isso, a
eletronegatividade também aumenta no
sentido contrário ao aumento do raio
atômico, sendo que varia na Tabela
Periódica de baixo para cima e da
esquerda para a direita:
Ordem de crescimento da eletronegatividade na
Tabela Periódica
4. Eletropositividade: é a capacidade
que o átomo possui de se afastar de
seus elétrons mais externos, em
comparação a outro átomo, na
formação de uma substância composta.
Visto que é o contrário da
eletronegatividade, a sua ordem
crescente na tabela periódica também
será o contrário da mostrada para a
eletronegatividade, ou seja, será de
cima para baixo e da direita para a
esquerda:
Ordem de crescimento da eletropositividade na
Tabela Periódica
5. Eletroafinidade ou afinidade
eletrônica: corresponde à energia
liberada por um átomo do estado
gasoso, quando ele captura um elétron.
Essa energia é chamada assim
porque ela mostra o grau de afinidade
ou a intensidade da atração do átomo
pelo elétron adicionado.
Infelizmente, não são
conhecidos todos os valores para as
eletroafinidades de todo os elementos,
mas os que estão disponíveis permitem
generalizar que essa propriedade
aumenta de baixo para cima e da
esquerda para a direita na Tabela
Periódica:
Ordem de crescimento da afinidade eletrônica na
Tabela Periódica
Resumidamente, temos:
Resumo da variação das propriedades
periódicas químicas na Tabela Periódica
LISTA DE EXERCICIOS II
1. (Enem - 2021) No final do século XIX,
muitos cientistas estavam interessados
nos intrigantes fenômenos observados
nas ampolas de raios catódicos, que
são tubos sob vácuo em que se ligam
duas placas a uma fonte de alta tensão.
Os raios catódicos passam através de
um orifício no ânodo e continuam o
percurso até a outra extremidade do
tubo, onde são detectados pela
fluorescência produzida ao chocarem-
se com um revestimento especial, como
pode ser observado na figura. Medições
da razão entre a carga e a massa dos
constituintes dos raios catódicos
23
mostram que a sua identidade
independe do material do cátodo ou do
gás dentro das ampolas.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto
Alegre: Bookman, 2013 (adaptado).
Essa radiação invisível detectada nas
ampolas é constituída por
A) ânions.
B) cátions.
C) prótons.
D) elétrons.
E) partículas alfa.
2. (Enem - 2019) Por terem camada de
valência completa, alta energia de
ionização e afinidade eletrônica
praticamente nula, considerou-se por
muito tempo que os gases nobres não
formariam compostos químicos. Porém,
em 1962, foi realizada com sucesso a
reação entre o xenônio (camada de
valência 5s25p6) e o hexafluoreto de
platina e, desde então, mais compostos
novos de gases nobres vêm sendo
sintetizados.
Tais compostos demonstram
que não se pode aceitar acriticamente a
regra do octeto, na qual se considera
que, numa ligação química, os átomos
tendem a adquirir estabilidade
assumindo a configuração eletrônica de
gás nobre. Dentre os compostos
conhecidos, um dos mais estáveis é o
difluoreto de xenônio, no qual dois
átomos do halogênio flúor (camada de
valência 2s22p5) se ligam
covalentemente ao átomo de gás nobre
para ficarem com oito elétrons de
valência.
Ao se escrever a fórmula de
Lewis do composto de xenônio citado,
quantos elétrons na camada de
valência haverá no átomo do gás nobre?
A) 6
B) 8
C) 10
D) 12
E) 14
3. (Enem - 2015) O cádmio, presente
nas baterias, pode chegar ao solo
quando esses materiais são
descartados de maneira irregular no
meio ambiente ou quando são
incinerados. Diferentemente da forma
metálica, os íons Cd2+ são
extremamente perigosos para o
organismo, pois eles podem substituir
íons Ca2+, ocasionando uma doença
degenerativa nos ossos, tornando-os
muito porosos e causando dores
intensas nas articulações. Podem ainda
inibir enzimas ativadas pelo cátion Zn2+,
que são extremamente importantes
para o funcionamento dos rins. A figura
mostra a variação do raio de alguns
metais e seus respectivos cátions.
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de química:
Questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001
(adaptado).
Com base no texto, a toxicidade do
cádmio em sua forma iônica é
consequência de esse elemento
A) apresentar baixa energia de
ionização, o que favorece a formação
do íon e facilita sua ligação a outros
compostos.
B) possuir tendência de atuar em
processos biológicos mediados por
cátions metálicos com cargas que
variam de +1 a +3.
C) possuir raio e carga relativamente
próximosaos de íons metálicos que
atuam nos processos biológicos,
causando interferência nesses
processos.
24
D) apresentar raio iônico grande,
permitindo que ele cause interferência
nos processos biológicos em que,
normalmente, íons menores participam.
E) apresentar carga +2, o que permite
que ele cause interferência nos
processos biológicos em que,
normalmente, íons com cargas menores
participam.
4. (UEFS BA/2016) Os modelos
atômicos foram sendo modificados ao
longo do tempo, a partir de evidências
experimentais, a exemplo dos modelos
de Thomson, proposto com base em
experimentos com tubo de raios
catódicos e o de Rutherford, que, ao
fazer incidir partículas alfa, α , sobre
lâminas de ouro, observou que a
maioria das partículas atravessavam a
lâmina, algumas desviavam e poucas
eram refletidas.
A partir das considerações do texto, é
correto destacar:
A) As experiências com raios catódicos
evidenciaram a presença de partículas
de carga elétrica positiva nos átomos
dos gases analisados
B) O núcleo do átomo é denso e
positivo com um tamanho muito menor
do que o do seu raio atômico, de acordo
com Rutherford.
C) O modelo de Thomson considera
que o átomo é constituído por elétrons
que ocupam diferentes níveis de
energia.
D) As partículas subatômicas de cargas
elétricas opostas estão localizadas no
núcleo do átomo, segundo Thomson.
E) O experimento conduzido por
Rutherford permitiu concluir que as
partículas positivas e negativas
constituintes dos átomos têm massas
iguais.
5. (UFPE/2009) No decorrer do tempo,
diferentes modelos foram propostos e
aplicados ao estudo da estrutura do
átomo. Interpretações consistentes com
as ideias básicas desses modelos,
permitem afirmar que:
A) um dos sucessos do modelo de Bohr
para o átomo foi a explicação das raias
no espectro atômico do hidrogênio.
B) o modelo mecânico-quântico do
átomo define órbitas circulares, nas
quais o elétron se movimenta ao redor
do núcleo.
C) a experiência de Rutherford sugere
que prótons e elétrons estão
distribuídos uniformemente no interior
do átomo.
D) o modelo proposto por Bohr
introduziu o conceito de orbital atômico.
E) energia é liberada quando um elétron
migra do estado fundamental para um
estado excitado.
6. (UFG – GO) O número de prótons,
nêutrons e elétrons representados
por é, respectivamente:
A) 56, 82 e 56.
B) 56, 82 e 54.
C) 56, 82 e 58.
D) 82, 138 e 56.
E) 82, 194 e 56.
7. (Unifor – CE) Dentre as espécies
químicas:
5B9 5B10 5B11 6C10 6C12 6C14
As que representam átomos cujos
núcleos possuem 6 nêutrons são:
A) 6C10 6C12.
B) 5B11 6C12.
C) 5B10 5B11.
D) 5B9 6C14.
E) 5B10 6C14.
8. (FUCMT-MT) O íon
de 11²³Na+ contém:
A) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons.
B) 10 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.
C) 23 prótons, 10 elétrons e 12
nêutrons.
D) 11 prótons, 10 elétrons e 12
nêutrons.
E) 10 prótons, 10 elétrons e 23 nêutrons.
9. (Fuvest – SP) O número de elétrons
do cátion X2+ de um elemento X é igual
ao número de elétrons do átomo neutro
https://www.ufg.br/
https://www.unifor.br/
https://site.ucdb.br/noticias/mestrados-e-doutorados/13/historia-do-curso-de-psicologia-da-fucmt-e-registrada-por-mestranda-em-dissertacao/56445/
https://www.fuvest.br/
25
de um gás nobre. Este átomo de gás
nobre apresenta número atômico 10 e
número de massa 20. O número
atômico do elemento X é:
A) 8.
B) 10.
C) 12.
D) 18.
E) 20.
10. (FEI-SP) Um cátion metálico
trivalente tem 76 elétrons e 118
nêutrons. O átomo do elemento químico,
do qual se originou, tem número
atômico e número de massa,
respectivamente:
A) 76 e 194.
B) 76 e 197.
C) 79 e 200.
D) 79 e 194.
E) 79 e 197.
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: LIARA REIS
DATA:
1. LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligações químicas são feitas por
átomos para terem maior estabilidade e
assim formarem diversos compostos.
Essas ligações podem ser iônicas,
covalentes ou metálicas.
Cristais de sal de cozinha, cuja composição
química é NaCl, formados por meio de ligações
iônicas.
As ligações químicas são feitas
pelos átomos para que estes possam
se tornar estáveis. Para que os átomos
possam se ligar, é necessário que eles
envolvam seus elétrons da camada de
valência, seja doando-os para outro
átomo, como no caso da ligação iônica,
seja compartilhando-os com outro
átomo, como no caso da ligação
covalente. Há também uma terceira
modalidade de ligação química,
específica para os átomos metálicos,
cujo nome é ligação metálica.
De acordo com a ligação
química realizada é que podemos
classificar as substâncias. Os
compostos iônicos são formados pelas
ligações iônicas, as moléculas são
formadas pelas ligações covalentes e
os metais são formados pelas ligações
metálicas. Elas também diferem quanto
à força: a ligação metálica é mais forte,
sendo sucedida pela ligação iônica e
então a covalente.
1.1 Resumo sobre as ligações
químicas
 Átomos se ligam para adquirir
maior estabilidade química.
 A regra do octeto é uma teoria para
determinar quando um átomo se
torna estável.
 Segundo a regra do octeto, um
átomo se estabiliza ao ter oito
elétrons na camada de valência ou
adquirir a mesma configuração
eletrônica do gás nobre mais
próximo na Tabela Periódica.
 A ligação iônica ocorre quando um
átomo doa elétrons para outro
átomo.
 A ligação covalente ocorre quando
átomos compartilham pares de
elétrons.
 Elétrons livres mantêm íons
metálicos unidos na ligação
metálica, de acordo com a teoria do
mar de elétrons.
1.2 Regra do octeto
Como mencionado, as ligações
químicas são feitas pelos átomos para
que estes possam se tornar
estáveis, mas o que de fato significa um
átomo ser estável? Existem diversas
regras desenvolvidas para que se
possa explicar a estabilidade das
espécies atômicas, e uma delas é
a regra do octeto.
A regra do octeto tem esse
nome, pois se baseia na configuração
https://portal.fei.edu.br/
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/atomo.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/teoria-octeto.htm
26
eletrônica dos gases nobres, já que, à
exceção do elemento hélio, todos eles
possuem oito elétrons na camada de
valência. Vejamos o caso dos quatro
primeiros gases nobres: hélio (He),
neônio (Ne), argônio (Ar) e criptônio (Kr).
2He - 1s2
10Ne - 1s2 2s2 2p6
18Ar - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
36Kr -
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Em suma, pode-se dizer, então,
que, pela regra do octeto, um átomo se
estabiliza ao adquirir oito elétrons na
camada de valência ou quando adquire
a configuração eletrônica do gás nobre
mais próximo a ele na Tabela Periódica.
1.3 Ligação iônica
A ligação iônica ocorre quando
um átomo doa elétrons para outro
átomo. O átomo que doa é sempre uma
espécie de baixa energia de ionização,
ou seja, perde elétrons com mais
facilidade; já o átomo que recebe é
sempre uma espécie de alta afinidade
eletrônica, ou seja, tem mais facilidade
em receber elétrons.
Os elétrons doados e recebidos
são sempre os da camada de
valência, que, por ser a camada mais
externa, é a que sofre menos atração
pelo núcleo atômico. Por causa dessa
harmonia é que a ligação iônica é
considerada uma ligação forte.
Como, em geral, os metais são
espécies de baixa energia de ionização
e os ametais são espécies de alta
afinidade eletrônica, muitos identificam
que a ligação iônica ocorre sempre
entre um metal e um ametal.
Exemplo 1:
Um exemplo clássico de ligação
iônica é a que ocorre entre o sódio (Na)
e o cloro (Cl).
O átomo de sódio possui
número atômico igual a 11, logo, possui
11 prótons. Como todo átomo é uma
espécie eletricamente neutra, o átomo
de sódio também possui 11 elétrons,
assim, sua distribuição eletrônica é:
1s2 2s2 2p6 3s1.
A camada de valência do sódio
é a que contém o subnível 3s1, e, caso
ele perca esse elétron, terá uma nova
camada de valência — 2s2 2p6 —, que
já possui oito elétrons e, por isso, faria-
o estável.
Já o cloro é um átomo que
possui número atômico igual a 17, logo,
possui 17 prótons. Mais uma vez, por
ser uma espécie eletricamente neutra, o
átomo de cloro também possui 17
elétrons. Sua distribuição eletrônica é,
então: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
Como se vê, a camadade
valência do cloro é a que contém os
subníveis 3s2 e 3p5 (com sete elétrons),
e, nesse caso, o cloro precisa de
apenas um elétron a mais nessa
camada para adquirir oito elétrons nela
e então se estabilizar. Por isso, sódio e
cloro se ligam, pois o sódio doa o
elétron para o cloro, conforme o
esquema abaixo mostra:
Ao demonstrarmos uma ligação
iônica, não há a necessidade de
representar todos os elétrons de cada
átomo, mas apenas os elétrons de
valência. A utilização de setas é comum
e recomendada para que se mostre a
espécie que doa e a espécie que
recebe o(s) elétron(s).
Como o sódio perde um único
elétron, ele se torna um cátion (íon
positivo), Na+. Já o cloro, como recebe
um elétron, torna-se um ânion (íon
negativo), Cl–.
O composto gerado, NaCl, é
chamado de cloreto de sódio e é o sal
de cozinha, um tempero amplamente
utilizado. Na sua forma sólida, como
comumente conhecemos, o cloreto de
sódio tem uma estrutura espacial muito
bem definida, em que os íons de sódio
e cloro se alternam, estabilizando a
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/gases-nobres.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/elementos-quimicos-tabela-periodica.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/ligacao-ionica.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/energia-ionizacao.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/afinidade-eletronica.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/afinidade-eletronica.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/protons.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/distribuicao-eletronica.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/cloro.htm
27
estrutura, uma vez que possuem cargas
opostas.
Representação da estrutura cristalina do cloreto
de sódio.
Outra forma de identificarmos se
um composto é iônico é pela diferença
dos valores de eletronegatividade de
cada átomo participante do composto.
Caso essa diferença seja maior
que 1,70, nós dizemos que esse
composto é iônico.
Por exemplo, a
eletronegatividade do sódio é de 0,93,
enquanto a eletronegatividade do cloro
é de 3,16. Se fizermos a diferença,
temos que:
3,16 – 0,93 = 2,23
Como 2,23 é maior que 1,70,
podemos afirmar que o cloreto de sódio
é um composto iônico.
Exemplo 2:
Veja outro exemplo de ligação
iônica, entre o metal
alcalinoterroso cálcio (Z = 20) e
o halogênio flúor (Z = 9).
- Distribuição eletrônica do cálcio:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 → Precisa
perder dois elétrons para se estabilizar.
- Distribuição eletrônica do flúor:
1s2 2s2 2p5 → Precisa ganhar um
elétron para se estabilizar.
Perceba nesse exemplo que,
como o cálcio precisa perder dois
elétrons, um átomo de flúor não é
suficiente (pois o flúor só necessita de
um elétron para se estabilizar), dessa
forma, são necessários dois átomos de
flúor para que o composto se torne
estável.
O cálcio possui uma
eletronegatividade de 1,00, enquanto a
eletronegatividade do flúor é de 3,98.
Assim, a diferença entre as
eletronegatividades é de 2,98, que é um
valor maior que 1,70, confirmando que
se trata de um composto iônico.
1.4 Ligação covalente
A ligação covalente ocorre
quando os átomos compartilham entre
si os seus elétrons. Diferentemente da
ligação iônica, na ligação covalente os
átomos envolvidos não possuem
características antagônicas, mas sim
semelhantes.
Percebe-se que a ligação
covalente ocorre entre átomos de
ametais, que são espécies que
possuem alta energia de ionização (não
perdem elétrons com facilidade) e alta
afinidade eletrônica (mais facilidade em
receber elétrons).
Como os átomos envolvidos
possuem características semelhantes e
necessitam simultaneamente ganhar
elétrons para se estabilizar, o que
ocorre é um compartilhamento dos
elétrons das camadas de valência para
estabilizar a espécie gerada, a qual é
chamada de molécula.
Exemplo 1:
Vejamos o caso da molécula de água,
cuja fórmula é H2O.
- Distribuição eletrônica
do hidrogênio (H, Z = 1): 1s1 → Precisa
ganhar um elétron para se estabilizar.
- Distribuição eletrônica do oxigênio (O,
Z = 8): 1s2 2s2 2p4 → Precisa ganhar
dois elétrons para se estabilizar.
Nesse caso, como podemos ver
logo abaixo, o oxigênio compartilha dois
dos seus seis elétrons de valência com
o único elétron de valência de cada
átomo de hidrogênio.
Assim, os pares de elétrons
gerados são compartilhados entre o
oxigênio e os respectivos átomos de
hidrogênio.
Consideramos, então, que o
oxigênio fica com oito elétrons (seus
seis originais, mais os dois adquiridos
através dos hidrogênios no
compartilhamento) e cada hidrogênio
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/eletronegatividade.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/halogenios.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/ligacao-covalente.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/ligacao-covalente.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/hidrogenio.htm
28
fica com dois elétrons (seu elétron
original, mais o elétron adquirido no
compartilhamento com o oxigênio).
O composto covalente (ou
molécula) formado é geralmente
representado por uma fórmula estrutural
característica, como a que se segue:
Nessa notação, cada par de
elétrons compartilhado entre os átomos
é substituído por uma barra. Alguns
autores também decidem representar
os pares de elétrons não ligantes, ou
seja, os que não fazem nenhuma
ligação covalente, com pequenas
esferas sobre o átomo a que eles
pertencem.
Também é possível que os
átomos compartilhem mais de um par
de elétrons, podendo chegar, na
verdade, a três pares de elétrons
compartilhados entre os mesmos
átomos.
Exemplo 2:
Veja o caso do CO2, comumente
chamado de gás carbônico.
- Distribuição eletrônica do carbono (C,
Z = 6): 1s2 2s2 2p2 → Precisa ganhar
quatro elétrons para se estabilizar.
- Distribuição eletrônica do oxigênio (O,
Z = 8): 1s2 2s2 2p4 → Precisa ganhar
dois elétrons para se estabilizar.
Cada átomo de oxigênio, nessa
estrutura, compartilha seus dois
elétrons de valência com dois dos
quatro elétrons de valência do carbono,
estabelecendo o que nós chamados de
uma ligação covalente dupla.
Assim, consideramos que cada
átomo de oxigênio pode considerar
mais dois elétrons na sua estrutura e
que o carbono pode considerar mais
quatro elétrons na sua estrutura.
Outra forma de identificar se
uma substância é covalente é pela
diferença de eletronegatividade dos
átomos. No caso dos compostos
covalentes, a diferença entre os valores
de eletronegatividade deve ser menor
que 1,70.
No caso da água, o hidrogênio
possui eletronegatividade igual a 2,20 e
o oxigênio possui eletronegatividade
igual a 3,44. A diferença, então, será:
3,44 – 2,20 = 1,24
Como 1,24 é menor que 1,70,
podemos confirmar que a água se trata
de um composto covalente.
1.4.1 Ligação Covalente Dativa
A ligação covalente dativa é um
compartilhamento de pares de elétrons,
em que estes são provenientes de um
único átomo.
O ácido sulfúrico é um exemplo de molécula
formada por três ligações covalentes normais e
duas ligações covalentes dativas entre seus
átomos
Na Ligação Covalente, vimos
que esse tipo de ligação química ocorre
quando há o compartilhamento de
pares de elétrons entre átomos de
hidrogênio, ametais e semimetais.
Agora veremos um tipo especial
de ligação covalente, a ligação
covalente dativa, também chamada
de ligação covalente coordenada.
Essa ligação também ocorre
com o compartilhamento de pares de
elétrons, porém, a diferença é que, na
ligação covalente normal, os elétrons
https://www.manualdaquimica.com/quimica-ambiental/dioxido-carbono.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-ambiental/dioxido-carbono.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-organica/carbono.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/ligacao-covalente.htm
29
são provenientes dos átomos dos dois
elementos, já na ligação covalente
dativa, os elétrons são provenientes
somente de um dos átomos.
Em relação à localização na
Tabela Periódica,os ametais e
semimetais que realizam ligações
covalentes normais e dativas poderão
realizar, no máximo, as seguintes
ligações:
Possibilidade de realização de ligação covalente
dativa dos ametais e semimetais principais da
Tabela Periódica
Esse tipo de ligação ocorre com
moléculas muito importantes estudadas
na Química Inorgânica, como os óxidos
ácidos (anidridos) e os óxiácidos
(ácidos que possuem o oxigênio em sua
constituição).
Exemplo: SO2: Dióxido de enxofre (gás
sulfuroso):
O oxigênio e o enxofre são
ambos da família 16, o que significa que
eles possuem seis elétrons na camada
de valência e precisam receber mais
dois elétrons (segundo a regra do
octeto) para ficar estáveis. Observe a
seguir que primeiro o enxofre liga-se a
um dos átomos de oxigênio, realizando
duas ligações covalentes normais, ou
seja, compartilham dois pares de
elétrons, ficando ambos estáveis:
Formação da ligação covalente normal entre o
oxigênio e o enxofre
No entanto, ainda temos o outro
oxigênio que não está estável e
também precisa receber dois elétrons.
O enxofre, que é o elemento
central, possui dois pares de elétrons
disponíveis, assim ele cede um de seus
pares para o oxigênio por meio de uma
ligação covalente dativa, que é indicada
por uma seta que vai em direção ao
átomo que utiliza o par eletrônico do
outro:
Exemplo do dióxido de enxofre de ligação dativa
1.5 Exceções à regra do octeto
Alguns compostos covalentes
acabam sendo exceções à regra do
octeto, o que quer dizer que alguns dos
átomos desses compostos não se
estabilizam com oito elétrons na
camada de valência, mas com menos
ou mais que oito elétrons.
Os átomos de boro (B) e berílio
(Be) são casos de elementos que
se estabilizam com menos que oito
elétrons. Frequentemente percebemos
o berílio se estabilizando com quatro
elétrons na camada de valência, como
no caso do BeH2, e o boro se
estabilizando com seis elétrons na
camada de valência, como é o caso do
BH3.
Já o enxofre, no composto SF6,
faz o que chamamos de expansão do
octeto, ou seja, estabiliza-se com mais
de oito elétrons na camada de valência
(no caso, 12 elétrons).
30
A molécula do NO2 traz outra
exceção interessante à regra do octeto.
Nessa molécula, podemos considerar a
presença de um elétron
desemparelhado, ou seja, um elétron
não ligante isolado, sem ter outro
elétron para fazer um par.
Isso pode ocorrer quando o
somatório dos elétrons de valência dos
átomos da molécula for ímpar. No NO2,
o nitrogênio tem cinco elétrons de
valência e cada oxigênio tem seis, logo,
o somatório é igual a 17 elétrons.
Por conta dessas falhas da
regra do octeto, alguns livros trazem
teorias mais modernas para explicar de
forma única a formação dos compostos,
entretanto, tal discussão foge das
necessidades de conhecimento do
ensino básico.
1.6 Ligação metálica
Os metais, como mencionado,
são espécies químicas que possuem
uma baixa energia de ionização, o que
quer dizer que perdem elétrons de
valência com facilidade. Com base
nessa propriedade, cientistas
desenvolveram a teoria do mar de
elétrons para justificar a ligação entre
átomos de um determinado metal.
Segundo essa teoria, os átomos
do metal estariam em posições bem
definidas com seus elétrons de valência
totalmente livres pela estrutura. Assim,
os metais estariam com uma carga
positiva e sendo estabilizados por esse
amontoado de elétrons livres, de carga
negativa, dando a sensação de que os
cátions metálicos estariam submersos
em um mar de elétrons.
Assim como a presença dos
elétrons entre dois átomos os mantém
unidos numa ligação covalente, a
presença dos elétrons livres nesse mar
de elétrons é que mantém os átomos
metálicos unidos, no que conhecemos
como ligação metálica.
Entretanto, vale salientar que,
nesse modelo de ligação metálica, os
átomos dos metais não obedecem à
regra do octeto.
A teoria do mar de elétrons
serve para explicar o porquê dos metais
conduzirem corrente elétrica no estado
sólido. Sabe-se que corrente elétrica é
o mesmo que cargas em movimento,
em um fluxo ordenado. Como o elétron
é uma carga elétrica, ao se aplicar uma
diferença de potencial, ele pode manter
um fluxo pela estrutura do metal, uma
vez que está livre para se movimentar.
Esse movimento dos elétrons é,
então, a corrente elétrica que o metal
conduz. Apesar de explicar alguns
comportamentos dos compostos
metálicos, a teoria do mar de elétrons já
foi refutada por teorias mais modernas,
porém também mais complexas, as
quais envolvem conhecimentos prévios
de mecânica quântica e não são
debatidas no ensino básico.
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/ligacao-metalica.htm
31
1.7 Forças Intermoleculares
As três forças intermoleculares
existentes são: força de dipolo
permanente, força de dipolo induzido e
ligação de hidrogênio.
As moléculas polares do HCl
mantêm-se unidas por meio da força de
dipolo permanente
No nosso cotidiano, vemos
várias substâncias com diversas
propriedades diferentes, tais como, os
estados físicos, os pontos de fusão e de
ebulição, a solubilidade e assim por
diante. Em grande parte, essas
diferenças de propriedades que
observamos nas substâncias devem-se
às diferentes interações e atrações que
se estabelecem entre as suas
moléculas.
Esses tipos de interações foram
bastante estudados pelo físico holandês
Johannes Diederik Van der Waals
(1837-1923) e, em sua homenagem,
elas passaram a ser chamadas
de Forças de Van der Waals. São
também bastante chamadas de Forças
Intermoleculares.
Existem três tipos de forças
intermoleculares, que são: dipolo
permanente, dipolo induzido e ligações
de hidrogênio (antigamente chamada
de pontes de hidrogênio). Veja cada
uma:
1.7.1 Força de dipolo permanente:
Ocorre somente em moléculas
polares, em que os elétrons estão
distribuídos de forma assimétrica, ou
seja, uma parte da molécula possui
maior densidade eletrônica. No caso de
moléculas diatômicas, o elemento mais
eletronegativo atrai os elétrons da
ligação e força um dipolo elétrico, como
ocorre com o cloreto de hidrogênio (HCl)
mostrado abaixo:
Molécula polar de cloreto de hidrogênio
Em moléculas assim, a parte
positiva atrai a parte negativa de outra
molécula e assim sucessivamente.
Força de dipolo permanente entre moléculas de
cloreto de hidrogênio
Essa é a força de dipolo
permanente que possui intensidade
média (é mais intensa que a força de
dipolo induzido, mas é menos intensa
que a força da ligação de hidrogênio).
1.7.2 Força de dipolo induzido
(forças de London):
Ocorre em moléculas polares e
apolares (que são aquelas em que os
elétrons estão distribuídos
uniformemente, não havendo um dipolo
elétrico na molécula).
No entanto, quando essas
moléculas (ou átomos, como no caso
32
dos gases nobres) aproximam-se, pode
acontecer que ocorram deformações
nas nuvens de elétrons, pois há
atrações e repulsões entre os elétrons e
os núcleos dos átomos.
Essa deformação é apenas
temporária, mas forma regiões do
átomo ou da molécula que ficam com
maior quantidade de elétrons, ou seja,
são formados dipolos instantâneos.
Ao se aproximar de outras
moléculas, esse dipolo instantâneo
pode induzir a molécula vizinha a
também se polarizar e assim surgem
forças atrativas, que são as forças de
dipolo induzido.
Atração intermolecular do tipo dipolo induzido
A força de dipolo induzido é a de
menor intensidade e é também
chamada de Força de London. As
forças intermoleculares existentes entre
moléculas apolares foram explicadas e
relacionadas com o movimento dos
elétrons pelo cientista: Fritz Wolfgang
London (1900-1954).
1.7.3 Ligações de Hidrogênio:
Essa é a força
intermolecular mais intensa e é uma
atração que ocorre entre o hidrogênio e
átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio.
H → F
H → O
H → N
É esse tipo de força
intermolecular que ocorre, por exemplo,
entre as moléculas de água. Tais
moléculas são polares, sendo que o
oxigênio possui carga parcial negativa
(δ-) e os hidrogênios possuem carga
parcial positiva (δ+). Assim, acontece
que um hidrogênio de uma molécula de
água