Química geral

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ESTRUTURA ATÔMICA
Em 450 a.C. na Grécia, Leucipo e Demócrito afirmaram que toda a matéria é constituída por átomos e ele não é divisível.
1800 – Modelo atômico de John Dalton
Em 1800 Dalton propôs um outro modelo atômico que dizia:
* A matéria é constituída por átomos que são indivisíveis.
* Um átomo de um elemento é igual a outro átomo para formar ligações.
1856 – Modelo atômico de Thomson
Thomson descobriu a natureza elétrica da matéria, os elétrons. O seu modelo atômico ficou conhecido como pudim de passas, pois ele afirmava que o átomo era uma esfera que tinha massa positiva e os elétrons, carga negativa, ficavam distribuído quase que uniformemente, como as passas em um pudim.
1911 – Modelo atômico de Rutherford
Rutherford afirmou através de experiências com radioatividade:
1 – o átomo possui espaços vazios (eletrosfera).
2 – o átomo possui uma região positiva denominada núcleo (prótons).
3 – os elétrons se encontram na eletrosfera, girando ao redor do núcleo positivo com um sistema solar.
4 – as órbitas são circulares.
 
 Estrutura Atômica
Elemento químico: é o conjunto de átomos de mesmo número atômico.
Número Atômico (Z): indica o número de prótons existentes no núcleo.
Número de Massa (A): é a soma do número de prótons com o número de nêutrons do átomo.
 A = Z + n ou A = P + n
FONTE: http://www.infoescola.com/quimica/estruturas-atomicas/
Modelo atômico de Bohr.
O dinamarquês especialista em física atômica Niels Bohr, nasceu em 1885, e faleceu em 1962. No ano de 1913, estabeleceu o modelo atômico sistema planetário que é usado até os dias atuais. 
 	Bohr chegou a esse modelo de átomo refletindo sobre o dilema do átomo estável. Ele acreditava na existência de princípios físicos que descrevessem os elétrons existentes nos átomos. Esses princípios ainda eram desconhecidos e graças a esse físico passaram a ser usados. 
 	Tudo começou com Bohr admitindo que um gás emitia luz quando uma corrente elétrica passava nele. Isso se explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energia elétrica e depois a liberam na forma de luz. Com isso, ele deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada. Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis de energia. Mas se um átomo absorve energia de uma descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e passam para um nível de energia maior, nesse caso o átomo está em estado excitado. 
 	Com essas constatações Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de Rutherford e chegou ao modelo do átomo como sistema planetário, onde os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas. Vejamos os postulados de Bohr: 
 	Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designadas pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. 
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. 
O modelo atômico de Bohr lembra a órbita de um planeta daí o nome: sistema planetário.
 Fonte : http://www.brasilescola.com/quimica/o-atomo-bohr.htm
 ESPECTROS ATÔMICOS
Em 1859, Kirchhoff e Bunsen deduziram a partir de suas experiências que cada elemento, em determinadas condições emite um espectro característico. Tal espectro é exclusivo de cada elemento. Com isso foi possível desenvolver um novo método de análise, baseado nestas emissões. A parte da ciência que estuda estas emissões é chamada deEspectroscopia  e foi de fundamental importância no estudo dos astros, uma vez que praticamente tudo o que se sabe a respeito da composição química deles vem de estudos das suas emissões espectrais.
Quando se fornece energia a um elétron em um átomo de um determinado elemento, tal elétron pode “saltar” para um nível superior de energia e ao retornar ao seu estado inicial emite radiação eletromagnética. Toda radiação eletromagnética possui uma frequência e com isto pode-se determinar seu comprimento de onda.
Entretanto, esta energia fornecida ao átomo para que ele altere o seu estado, não pode possuir qualquer valor. Neste caso, cada átomo é capaz de emitir ou absorver radiação eletromagnética, somente em algumas frequências específicas o que torna a emissão característica de cada material.
Para fornecermos energia aos elétrons de um determinado material, uma das formas de fazer é aquecê-lo em sua forma gasosa. Assim, este elemento pode emitir radiação em certas frequências do visível, o que constitui seu espectro de emissão.
De acordo com as leis de difração teremos padrões de interferência quando nλ = dsen θn, onde n corresponde a ordem de difração que está sendo observada. Na prática realizada nos laboratórios, o espectro de 1ª ordem pode se apresentar da seguinte forma (exemplo para o mercúrio).
Linhas do espectro visível do Hg
	COR
	λ(nm)
	VERMELHA
	690
	VERMELHA
	624
	VERMELHA
	611
	VERMELHA
	608
	AMARELA
	578
	VERDE
	548
	VERDE-AZULADA
	496
	VERDE-AZULADA
	492
	AZUL
	435
	VIOLETA
	408
Após os testes em laboratório, pode – se ver o seguinte espectro atômico:
FONTE: RAMALHO JÚNIOR, Francisco; GILBERTO FERRARO, Nicolau e SOARES, Paulo Antônio de Toledo. Os Fundamentos da Física – 8ª ed. rev. e ampl. – São Paulo: Moderna, 2003.
Propriedades Periodicas
São aquelas propriedades que apresentam variação periódica na tabela, crescendo edecrescendo, à medida que o número atômico aumenta.
Eletronegatividade
A eletronegatividade é a tendência que um átomo  tem em receber elétrons em uma ligação química, logo, não pode ser calculada a eletronegatividade de um átomo isolado.
A escala de Pauling, a mais utilizada, define que a eletronegatividade cresce na família de baixo para cima, devido à diminuição do raio atômico e do aumento das interações do núcleo com a eletrosfera; e no período da esquerda pela direita, acompanhando o aumento do número atômico.O flúor é o elemento mais eletronegativo da tabela periódica.
Eletropositividade
A forma da medição da eletropositividade é a mesma da eletronegatividade: através de uma ligação química. Entretanto, o sentido é o contrário, pois mede a tendência de um átomo em perder elétrons: os metais são os mais eletropositivos.
A eletropositividade cresce no sentido oposto da eletronegatividade: de cima para baixo nas famílias e da direita para a esquerda nos períodos.
O frâncio é o elemento mais eletropositivo, logo, tem tendência máxima à oxidação.
Obs.: Como os gases nobres são muito inertes, os valores de eletronegatividade e eletropositividade não são objetos de estudo pela dificuldade da obtenção desses dados.
Raio Atômico
Raio atômico é, basicamente, a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada mais externa. Porém, como o átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio definido pela metade da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa ligação química em estado sólido:
O raio atômico cresce na família de cima para baixo, acompanhando o número de camadas dos átomos de cada elemento; e, nos períodos, da direita para a esquerda.
Quanto maior o número atômico de um elemento no período, maiores são as forças exercidas entre o núcleo e a eletrosfera, o que resulta num menor raio atômico.
O elemento de maior raio atômico conhecido é o Césio, entretanto, é muito provável que o Frâncio tenha um maior raio atômico, porém isto ainda não foi confirmado, em razão da raridade deste elemento na natureza.
Afinidade Eletrônica
A afinidade eletrônica mede a energia liberada por um átomo em estado fundamental e no estado gasoso ao receber um elétron. Ou ainda, a energiamínima necessária para a retirada de um elétron de um ânion de um determinado elemento.
Nos gases nobres, novamente, a afinidade eletrônica não é significativa. Entretanto, não é igual a zero: já que a adição de um elétron em qualquer elemento causa liberação de energia.
A afinidade eletrônica não tem uma forma muito definida no seu crescimento na tabela periódica, mas seu comportamento é parecido com a eletronegatividade: cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.
O Cloro possui maior afinidade eletrônica: cerca de 350 KJ/mol (em módulo).
Potencial de Ionização
O potencial de ionização mede o contrário da afinidade eletrônica: a energia necessária para retirar um elétron de um átomo neutro, em estado fundamental e no estado gasoso. Sendo que, para a primeira retirada de elétron a quantidade de energia requerida é menor que a segunda retirada, que por sua vez é menor que a terceira retirada, e assim sucessivamente.
Apresenta mesmo comportamento da afinidade eletrônica e da eletronegatividade. Logo, pode-se afirmar que o Flúor e o Cloro são os átomos com os maiores potenciais de ionização da tabela periódica, já que são os elementos com os maiores valores de afinidade eletrônica da tabela periódica.
Tenha a Tabela periódica em seu computador 
Download
: http://www.baixaki.com.br/download/tabela-periodica-virtual.htm
Ligações Químicas
Introdução
Como pode ser observado na tabela periódica, existem pouco mais de 90 átomos na natureza (118, se forem levados em conta os elementos artificiais). Com base nisso, surge uma questão intrigante: como podem existir dezenas de milhões de substâncias diferentes na Terra?
A resposta está nas forças de atração que agem entre os átomos. As mais fortes dessas atrações foram denominadas Ligações químicas.
Hoje abordaremos três tipos principais de ligações químicas: Ligações iônicas, Ligações Covalentes, Ligações Metálicas.
E qual é o motivo para que esses átomos se ligem?
A resposta está na busca por maior estabilidade, formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.
Para começarmos, devemos aprender a regra que rege a maioria dessas ligações, A Regra do Octeto.
A Regra do Octeto
A regra do octeto basea-se nas propriedades peculiares dos gases nobres. Mas por qual motivo usaram os gases nobres? Simples, o gases nobres são considerados gases inertes, ou seja, gases que não formavam ligações químicas com outros átomos( porém hoje, já se tem conhecimento de gases nobres que formam alguns compostos). Associando essa observação ao fato de os gases nobres terem sempre oito elétrons na última camada(exeção do Helio), lançou-se a hipótese de que os átomos, ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons na ultima camada até adquirirem a configuraçao eletrônica de um gás nobre, o que ficou conhecido como REGRA DO OCTETO.
Ligações Iônicas
Para o átomo se tornar mais estável (alcançar a configuração eletrônica de um gás nobre), ele precisa doar ou receber elétrons. Ao doar elétrons o átomo se transforma em um íon, que é chamado de CÁTION. Ao receber um elétron o atómo se também se transforma em um íon, que é chamado de ÂNION.
Esse tipo de ligação ocorrerá em entre átomos com tendência a perder elétrons (metais) e átomos com tendência a receber elétrons (ametais e hidrogênio).
Observe a tabela abaixo, onde há um representante de cada família da tabela periódica. Essa separação ocorre para todos os elementos de cada família assim representados no exemplo abaixo, com exceção do B (boro, família 13 ou IIIA) que não tem tendência a perder e sim ganhar elétrons, sendo assim, a regra conta a partir do Al (alumínio).
Ex: Uma ligação iônica entre um átomo de Na (sódio) e um átomo de Cl (cloro)
Na + Cl ------> NaCl 
O átomo de Na tem apenas um elétron na última camada e, na reação, perde esse elétron para o cloro.
Para que tu precises fazer essa ilustração toda vez que precisar demonstrar uma ligação, adotaram a representação de Lewis, onde se usa apenas a camada de valência.
Ligação Covalente
Esse tipo de ligação ocorre entre com tendência a receber elétrons, ou seja, Ametais e o hidrogênio. Podendo ocorrer da seguinte forma:
Ametais + Ametais
 Ametais + Hidrogênio
Hidrogênio + Hidrogênio
Considere o caso mais simples de ligação covalente, a ligação covalente entre os átomos de hidrogênio. Os dois átomos de hidrogênio gostariam de receber um elétron para adquirir a configuração eletrônica do gás nobre He (hélio).
Usemos como exemplo a situação de dois átomos se aproximando. À medida que os dois átomos se aproximam irá aparecer uma força de atração do núcleo de um átomo pelo elétron do outro átomo e vice-versa. A força entre os dois átomos aumentará até um valor máximo (energia potencial mínima) na distância de ligação (comprimento da ligação). Se continuar aproximando os dois átomos, essa força de atração será substituída por uma força repulsiva resultante da repulsão elétrica entre os dois núcleos positivos.
Observe o gráfico.
Na distância de ligação, os dois elétrons são igualmente compartilhados entre os dois átomos de hidrogênio, ou seja, ambos os núcleos atraem igualmente ambos elétrons. Essa atração constitui a ligação covalente.
Ligações covalentes simples, duplas e triplas.
Simples: apenas um elétron é compartilhado entre os átomos
Dupla: dois elétron é compartilhado entre os átomos
Tripla: três elétron é compartilhado entre os átomos
Exemplo de Ligações covalentes SIMPLES
Exemplo de Ligações covalentes Duplas e Triplas
Ligações covalentes Cordenadas ou Dativas
Ligações covalentes cordenadas ou dativas, de forma simples, é o compartilhamento entre átomos de um PAR de elétrons oriundos de apenas UM dos ÁTOMOS.
Você não entendeu?
Até aqui aprendemos que na ligação covalente há um compartilhamento de um, dois ou três elétrons entre dois átomos, onde os DOIS ÁTOMOS contribuem.
Já nas ligações dativas, apenas UM átomo contribuirá o outro apenas “receberá” (não é uma ligação iônica, o átomo que “receberá” estará usando ao mesmo tempo os elétrons).
Exemplo.
Preste atenção! Veja que todos os átomos já estão estáveis, porém ainda não satisfaz a formula, pois são 3 atómos do elemento B e só tem apenas 2 átomos do elemento B.
É nesse momentos que ocorre a ligação dativa, veja que apenas o elemento A compartilhará seu PAR de eletróns.
Prestou atenção? Agora sim, temos 1 átomo do elemento “C”, 1 átomo do elemento “A” e 3 átomos do elemento B.
A antiga representação da ligação dativa era feita deste modo:
Porém essa sentinha que aponta para o elemento “B” não existe mais, ela aparecerá com as demais. Para isso você deve saber quantas ligações dativas cada família pode fazer.
	Família
	14 antiga IV A
	15 antiga V A
	16 antiga VI A
	17 antiga VII A
	Ligações possíveis
	Nenhuma
	1
	2
	3
Veja alguns exemplos de ligações Cordenadas ou Dativas.