Química ambiental 1

Prévia do material em texto

- -1
QUÍMICA AMBIENTAL
MATÉRIA E ENERGIA
- -2
Olá!
Ao final desta aula, o aluno será capaz de:
1. Conhecer a química e a natureza da matéria e compreender a teoria atômica clássica e seus diferentes modelos
atômicos;
2. Identificar a estrutura atômica de um elemento químico, diferenciando os seus níveis de energia baseados no
modelo de Linus Pauling;
3. Classificar periodicamente os elementos, identificando os gases nobres, metais e não metais.
4. Identificar os diferentes tipos de ligações químicas que ocorrem entre os átomos para formar substâncias e
que são as ligações iônicas, covalentes e metálicas.
De acordo com , criador da primeira teoria de modelos atômicos, os átomos diferentes tinhamJohn Dalton
propriedades diferentes. Em contrapartida, átomos de um mesmo elemento tinham propriedades iguais, mas
variavam no seu peso molecular. Além de admitir que os átomos fossem partículas reais e indivisíveis e que
quando ocorressem reações químicas, permaneciam iguais. Ele definiu que os átomos eram vistos como esferas
minúsculas, rígidas e indestrutíveis e todos os átomos de um mesmo elemento eram idênticos.
Em 1904 propôs que o átomo era uma esfera de carga positiva distribuída homogeneamente, naJ. J. Thompson
qual os elétrons de carga negativa estão distribuídos mais ou menos uniformemente, por toda a esfera. Logo, ele
definiu que o átomo era composto de elétrons embebidos em uma sopa de carga positiva denominada Modelo
“pudim de passas”.
O modelo atômico de , também conhecido como modelo planetário do átomo mostrou que, de acordoRutherford
com essa teoria, os elétrons descreviam um movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas se
movem ao redor do sol.
O modelo proposto por Rutherford mostrava que os elétrons, ao girarem ao redor do núcleo, perderiam energia
e se chocariam.
Mais tarde, fundamentou--se nos seguintes postulados, de acordo com o modelo de Rutherford. 1º Niels Bohr
postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem
absorverem energia.
- -3
2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica etc.) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam
para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem às suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em
forma de luz.
Em função desses postulados, admitiu-se nas primeiras décadas do século XX, em 1932, através do cientista J.
, a existência de nêutrons, partículas destituídas de carga elétrica no núcleo atômico, e foiChadwick
demonstrada de forma extraordinária a estrutura do átomo, onde o núcleo deste é formado por dois tipos de
partículas, os prótons e nêutrons, que junto com os elétrons, que giram em volta do núcleo, formam um átomo.
1 Elemento Químico
De acordo com o modelo de Rutherford, o em um núcleo atômico é chamado de número de prótons número
 e é representado por Z, já o número total da é chamado de número de atômico soma dos prótons e nêutrons
, representado por A, onde A = Z+N.massa atômica
Cada elemento químico tem um nome e um símbolo.
A representação de um elemento químico é dada por ZXA, onde Z é o número de prótons e A é o número atômico.
Ex.: um átomo de carbono apresenta núcleo com 6 prótons e 8 elétrons e é representado por C; seu número de
massa é dado por A= 6+8. Logo A =146C14.
- -4
Acesse a Biblioteca Virtual para fazer a representação de outros elementos químicos.
2 Isótopos, isóbaros e isótonos
Isótopos
Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico que apresentam diferentes números de massa e diferentes
números de nêutrons, ou seja, são átomos de mesmo número atômico e diferentes números de massa.
Ex.: Isótopos - isótopo de oxigênio 0 0 - número atômico = 8 Isótopo de carbono C C C - número
8
16 
8
17
6
12 
6
13
6
14
atômico = 6
Importante: O carbono 14 ( C ) é usado na datação de fósseis e o carbono 12 ( C ) são isótopos, logo,
6
14
6
12
pertencem ao mesmo elemento químico.
Isóbaros
- -5
Isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes (diferentes números atômicos) e com o mesmo número
de massa. Ex.: Ca e Ar - número de massa = 40
20
4
18
40
Isótonos
Isótonos são átomos de diferentes números atômicos e com o mesmo número de nêutrons. Ex: Cl e Ca -
17
37
20
40
número de nêutrons = 20
Obs.: espécies químicas isoeletrônicas são aquelas que têm o mesmo número de elétrons. Ex: Mg N F -
12
+2
7
-3
9
-1
número de elétrons = 10
3 Níveis e subníveis de energia
A eletrosfera dos átomos, segundo o modelo de Bohr, está dividida em 7 níveis de energia ou camadas
eletrônicas (K, L, M, N, O, P, Q) e cada nível de energia pode ser representado por um número (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7),
que é representado pela letra n, denominado número quântico principal que, por sua vez, representa os níveis de
energia ou as camadas eletrônicas dos elétrons.
O número máximo de elétrons em cada camada é calculado pela equação X=2n2, onde X corresponde ao número
máximo de elétrons e n, o número quântico principal. Porém, a partir da camada “O” o número não coincide com
o número realmente encontrado, assim, foi designado de outra forma.
Para cada nível existe 1 subnível de energia. Os principais são 4 subníveis de energia, designados pelas letras s, p,
d, f. O subnível é representado pela letra l ou número quântico secundário que varia de 0 a 3, ou seja, 0, 1, 2, 3.
Cada subnível comporta um número máximo de elétrons, sendo s=2, p=6, d=10 e f=14. Calcula-se o número
máximo de elétrons para cada subnível pela equação X=4l+2, onde X é o número máximo de elétrons e I é o
número quântico secundário.
- -6
4 Orbital atômico
Orbital é a região em torno do núcleo na qual há maior probabilidade de encontrar elétrons. Em cada orbital
pode existir no máximo dois elétrons. De acordo com o princípio da exclusão de Pauli, diz-se que, em um mesmo
átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais. Como consequência desse princípio,
dois elétrons de um mesmo orbital têm elétrons opostos. Esses elétrons opostos são denominados spins, nos
quais os valores permitidos para os são +½ e -½. Dentro desse conceito, um orbital semicheio contém um
elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados, ou seja, opostos.spins 
A representação da distribuição eletrônica pode ser feita de duas formas:
Em ordem energética, através do diagrama de Linus Pauling, no qual ele mostra que os elétrons preenchem1 - 
primeiro os subníveis de menor energia (s) para depois ir preenchendo os de maior energia (p), de acordo com a
regra de Hund, na qual, ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas
um elétron. Somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron, começa o
preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
 A segunda opção é a ordem geométrica (2), quando agrupados os subníveis em camadas.2 -
5 Tabela Periódica
A tabela periódica atual é constituída de 115 elementos conhecidos e que estão dispostos em linhas e colunas,
formando uma matriz quadriculada.
- -7
Cada quadrado representa um elemento químico, que é representado pelo seu símbolo com todas as suas
características principais. Eles estão ordenados por ordem crescente do seu número atômico e encontra-se em
sete linhas e dezoito colunas.
Os elementos que estão na mesma linha são designados do mesmo período e os elementos mesma coluna são do
mesmo grupo. Cada grupo constitui uma família e muitas vezes estes possuem propriedades químicas
semelhantes e características físicas que variam gradualmente, designando no próprio a certas famílias.
Nomes especiais as famílias
A primeira relação que ocorre na tabela periódica é a posição do elemento em relação à sua configuração
eletrônica dada pela quantidade de elétrons na sua ultima camada. Logo, o período indica o número de camadas
eletrônicas.
Ex.: todos os elementos que estão no segundo período possuem duas camadas eletrônicas.- -8
O Hidrogênio é o primeiro número da tabela periódica e o que tem o menor número atômico, possuindo
características especiais e, muitas vezes, é denotado como um elemento à parte, não pertencendo a nenhuma
família ou grupo.
Podemos ainda dividir a tabela periódica em elementos representativos (os grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17);
elementos de transição externa (grupo 3 ao 11) e de transição interna, classificadas pelos lantanídeos e
actinídeos. O grupo 18 é representado pelos gases nobres e o grupo 12 não tem designação.
Podemos ainda dividir a tabela em cinco grupos, uma importante divisão da tabela periódica no qual agrupa os
elementos em metais, não metais, semimetais, gases nobres e hidrogênio.
• Metais
Cerca de 91 metais entre representativos, de transição e de transição interna, representam mais de 70%
dos elementos da tabela. A principal característica dos metais é a tendência em formar cátions. Como
característica física, são bons condutores de eletricidade e calor. São maleáveis, dúcteis e sólidos à
temperatura ambiente, com exceção do mercúrio, que é liquido.
Você sabia? Alguns metais brilham logo após serem cortados. Posteriormente, escurecem em função da
oxidação.
• Não Metais
Temos 11 não metais na tabela periódica e eles possuem propriedade inversa dos metais. Não são
maleáveis e nem dúcteis, também não possuem brilho como os metais, com exceção do carbono e iodo,
que possuem brilho metálico. Você sabia? Alguns elementos como hidrogênio, nitrogênio, oxigênio e
flúor não são encontrados livres na natureza, mas sim combinados, formando moléculas ou substâncias
simples. Ex.: H , N , 0 , F .
2 2 2 2
•
•
•
•
- -9
•
Semimetais
Existem 7 semimetais, os quais apresentam propriedades intermediária de metais e não metais. Podem
formar cátions e ânions, dependendo da situação. Suas principais características físicas são o brilho
semimetálico e a semicondução de corrente elétrica. São todos sólidos sob temperatura ambiente.
• Gases Nobres
São 6 os gases nobres. São os elementos de maior estabilidade química da tabela, em virtude da
configuração eletrônica de sua camada de valência. São encontrados na natureza na forma de moléculas
monoatômicas. Não possuem capacidade de doar e nem receber elétrons.
• Hidrogênio
É um elemento atípico. É o mais simples dos átomos. É encontrado na forma de H2 nas altas camadas da
atmosfera ou combinado com outros elementos. Há algum tempo tentam retirar esse elemento da tabela
periódica.
Propriedades da tabela periódica
São as propriedades que cada elemento químico possui e são distribuídas na tabela periódica. Essas
propriedades variam em função do número atômico.
Raio atômico É a medida da distância do núcleo à camada mais externa da eletrosfera de um átomo. Na Tabela - 
Periódica os elementos químicos variam o seu raio atômico. Este aumenta ao longo do grupo (colunas) na
medida em que cresce o número atômico, pois com o aumento do número de energia existe um maior
afastamento dos elétrons da camada de valência (da última camada). Já nos períodos (linhas), na medida em que
decresce o número atômico, pois a carga nuclear aumenta.
•
•
•
- -10
Potencial de ionização É a energia fornecida a um átomo isolado no estado gasoso - Energia de Ionização:
para retirar um elétron. Logo, a energia de ionização mede a maior ou menor facilidade com que um átomo
perde um elétron. Cresce nos grupos de baixo para cima, períodos da esquerda para a direita.
Eletroafinidade - Afinidade Eletrônica: A eletroafinidade é a energia liberada por um átomo no estado gasoso
quando este recebe elétrons. O seu sentido de crescimento é a partir dos grupos de baixo para cima e períodos
da esquerda para a direita.
- -11
 Eletronegatividade: A eletronegatividade mede a tendência de um átomo a atrair os elétrons quando está
ligado quimicamente a outro átomo. Seu sentido de crescimento diminui ao longo de um grupo e aumenta ao
longo de um período, pois diminui a tendência dos átomos em perder elétrons.
Eletropositividade Eletropositividade ou caráter metálico é a tendência de um átomo ceder elétrons para o:
outro, ou seja, formar íons positivos. Seu sentido de crescimento é grupos de cima para baixo e períodos da
direita para a esquerda. Assim, o elemento de maior caráter metálico é o frâncio e o de menor é o flúor.
- -12
Curiosidades
Alguns elementos químicos e suas aplicações mais comuns.
Hidrogênio (H) - Combustível de foguete.
Lítio (Li) - Baterias de marca-passo.
Potássio (K) - Adubos.
Alumínios (Al) - Ligas metálicas, Panelas.
Carbono (C) - Ligas como ferro e grafite.
Silício (Si) - Chips de computador.
Fósforo (P) - Adubos e fósforos.
Cloro (Cl) - Tratamento de água.
6 Ligações Químicas
De acordo com a Regra de Octeto, os átomos fazem ligações químicas para alcançarem a estabilidade eletrônica
de sua camada de valência. Podemos ter três tipos de ligações químicas: as iônicas, as covalentes e as metálicas.
Saiba mais
Um exemplo do que foi visto é a Tabela Periódica disponível no endereço <http://www.
>.tabelaperiodica.org/
Ao clicar sobre um elemento químico, surgem algumas das suas características.
- -13
Cátions e Ânions Cátions e ânions são íons, são moléculas que perdem o ganham elétrons. Os cátions têm -
carga positiva e os ânions têm carga negativa. Para os átomos conseguirem a sua estabilidade, os íons liberam ou
recebem elétrons até que a sua camada de valência tenha na sua última camada 8 elétrons – Regra de Octeto.
Cátions liberam elétrons e ficam com carga positiva e os ânions recebem elétrons e ficam com carga negativa,
pois o átomo, ao liberar um elétron, fica com o número de prótons maior do que o número de elétrons e, ao
receber elétrons, fica com o número de elétrons maior do que o número de prótons. O cátion mais comum – íon
cálcio, forma compostos de sais iônicos quando combinados com ânions.
Ex.: cloreto de sódio – NaCl, hidróxido de sódio (soda cáustica) NaOH.
Ligação Iônica Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre os -
átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o
outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do que possui menor eletronegatividade.
A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. O átomo com facilidade para
liberar os elétrons da última camada: metal
O átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal
Uma ligação iônica bastante comum é o cloreto de sódio.
Acesse a Biblioteca Virtual e aprenda mais sobre essa ligação.
 Ligação Covalente - Ligação covalente ou molecular é a que estabelece por meio do compartilhamento de pares
de elétrons (covalência) localizados em orbitais incompletos (elétrons desemparelhados) de átomos, com
tendência a doarem elétrons.
 Ligação Covalente Comum - Ocorre através do compartilhamento de pares de elétrons entre os átomos, de tal
forma que os átomos adquiram configuração de gás nobre (Regra do Octeto), sem que ocorra ganho ou perda de
elétrons. Ao compartilhar elétrons, os átomos formam um composto molecular que pode ser representado por
uma fórmula molecular. Na ligação covalente comum, cada átomo contribui com um elétron para formar o par.
Os não metais possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e tem tendência em ganhar (receber) elétrons
para completar 8 na camada de valência.
De acordo com o número de pares de elétrons compartilhados, classificam-se em:
Ligação Simples É o compartilhamento de 1 par de elétrons e pode ser representada por um único traço (—). - 
Ex.: Moléculas de H2.
SIMPLES: A+ +B ou A — B
Ligação Dupla É o compartilhamento de 2 pares de elétrons e pode ser representada por um traço duplo (=). -
Ex.: Moléculas de O2.
DUPLA: A:: B ou A = B 
- -14
Ligação Tripla É o compartilhamento de 3 pares de elétrons e pode ser representada por um traço triplo ( - ≡).
Ex.: Moléculas de N2
TRIPLA:A ::: B ou A ≡ B
Ligação Covalente Dativa Ligação covalente dativa ocorre quando um átomo compartilha seus elétrons. Essa -
ligação obedece à Regra do Octeto, onde os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na camada de
valência para atingir a estabilidade eletrônica.
Ex.: Moléculas de SO2.
Ligação Metálica É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos -
apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão
juntos em um cristal metálico, perdem seus elétrons da última camada.
Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhados em um mar de elétrons em movimento
aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção
preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.
O que vem na próxima aula
• Na próxima aula você estudará o que são ácidos e bases e suas diferentes substâncias no nosso 
cotidiano, as reações de ácido e base e a escala de pH, em função da concentração de hidrogênio na 
substância.
CONCLUSÃO
Nesta aula, você:
• Nesta aula você estudou sobre a estrutura atômica baseada nos modelos atômicos e aprendeu que toda 
matéria é formada por átomos e que os átomos de uma substância simples são todos iguais. Você viu o 
que é um elemento químico de acordo com sua massa, observou como distribuir os elétrons nos 
diferentes níveis de energia, classificou os elementos químicos de acordo com a tabela periódica e 
identificou as diferentes ligações químicas.
•
•