Propriedades Atômicas

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PROPRIEDADES DA MATÉRIA
1-Estados físicos
Conforme as condições em que se encontram, as substâncias podem se apresentar num dos três estados físicos: sólido, líquido e gasoso.
No estado sólido, a substância apresenta forma e volume constante; as entidades que a compõem se encontram compactadas, o que lhes tira a liberdade de movimento.
No estado líquido, a substância apresenta volume constante e forma variável; as entidades não se encontram compactadas, havendo certa liberdade de movimento.
No estado gasoso, a substância apresenta forma e volume variáveis; as entidades se encontram livres uma da outra, possuindo total liberdade de movimento.
2. Mudança de estado
A substância no estado sólido é um conjunto de entidades unidas entre si, bem arrumada e com movimento vibratório discreto. Com o aquecimento, as entidades vão conseguindo deslizar uma sobre as outras e sólido vai derretendo, pois o aumento de energia faz com que, pouco a pouco vão se separando umas das outras, mas sem conseguir sair do conjunto - é a substância no estado líquido. Continuando o aquecimento, as entidades passam a se movimentar com tanta rapidez que muitas conseguem vencer a atração das entidades vizinhas e, assim, saem do conjunto- é a substância no estado gasoso.
As mudanças de estado recebem denominações especiais, conforme mostra o esquema a seguir:
Fusão e solidificação
A fusão é a passagem do estado sólido para o líquido, enquanto a solidificação é a passagem do estado líquido para o sólido.
Vaporização e condensação
A vaporização é a passagem do estado líquido para o gasoso. Ela pode ocorrer de três modos:
- Evaporação: vaporização lenta, que ocorre espontaneamente à temperatura ambiente;
- Ebulição: vaporização que ocorre quando fornecemos calor a um líquido; é rápida e violenta;
- Calefação: vaporização que ocorre quando se borrifa um líquido numa chapa aquecida, por exemplo.
A condensação é a passagem do estado gasoso para o líquido e pode ocorrer de duas maneiras:
- Condensação propriamente dita; ocorre quando a substância no estado gasoso é o resultado de um líquido vaporizado; o retorno ao estado líquido se dá unicamente através do resfriamento;
- Liquefação: ocorre quando a substância, em condições ambientes, é um gás; na passagem para o estado líquido, deve-se comprimir o gás (aumentar a pressão).
Sublimação
È a passagem direta do estado sólido para o gasoso ou vice-versa. Esse fenômeno ocorre com várias substância, por exemplo, naftalina, iodo e cânfora.
3- Densidade
A densidade absoluta ou massa específica (d) de uma substância é o quociente da massa pela unidade de volume dessa substância.
4- Substância pura e mistura
Quando a temperatura de fusão e a temperatura de ebulição são constantes, estamos em presença de uma substância pura. Portanto durante a mudança de estado físico de uma substância pura, a temperatura permanece constante, caracterizando o ponto de fusão (PF) e o ponto de ebulição (PE).
Representando isso em um gráfico, temos:
Já para uma mistura, durante a sua mudança de estado físico, a temperatura de fusão e a de ebulição variam. Veja como seria a representação em um gráfico:
5- Misturas
Entende-se por mistura uma associação de duas ou substâncias diferentes, sem proporções fixas e definidas.
Quando conseguimos distinguir as partes que formam a mistura, dizemos que ela é heterogênea; quando não é possível distinguir as partes, dizemos que ela é homogênea. Cada aspecto distinto que podemos observar numa mistura chamamos de fase. As misturas homogêneas, portanto, tem sempre uma única fase, ou seja, são monofásicas. As heterogêneas têm sempre duas ou mais fases, ou seja, são polifásicas (bifásicas, trifásicas, etc.).
6- Transformações
O homem vem transformando os materiais desde os tempos mais remotos. Em algumas transformações apenas a forma ou estado de agregação do material é alterado. A transformação de metais em lâminas ou fios, a construção de objetos de madeira, as mudanças de estado físico são transformações em que apenas a aparência e a forma são alteradas: os materiais em si não se modificam. Essas transformações são chamadas de transformações físicas.
Há, no entanto, transformações em que ocorre alteração no tipo de material, ou seja, na sua constituição. Nesse tipo de transformação, um novo material, com características diferentes do inicial, é produzido. Esse tipo de transformação é chamada de transformação química ou fenômeno químico. O enferrujamento do ferro, o escurecimento de frutas, o apodrecimento dos alimentos, o azedamento do leite, a transformação do vinho em vinagre e a queima da gasolina e do álcool etílico são exemplos de reações químicas.
Ligas metálicas
As ligas metálicas são misturas de dois ou mais sólidos (geralmente metais), obtidas por resfriamento dos metais no estado líquido. Muitas ligas constituem uma solução, ou seja, são misturas homogêneas. Veja alguns exemplos:
Latão: mistura de 67% de cobre e 33% de zinco;
Bronze: mistura de 90% de cobre e 10% de estanho;
Ouro de 18 quilates: mistura de 75% de ouro e 25% de cobre (a quantidade de ouro na liga é indicada em quilates: o ouro puro é o ouro de 24 quilates, portanto, quanto mais baixo for o número de quilates, menor será a quantidade de ouro)
ESTRUTURA ATÔMICA
1- MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
Em 1911, o cientista neozelandês Ernest Rutherford, utilizando os fenômenos radiativos no estudo da estrutura atômica, descobriu que o átomo não seria uma esfera maciça, mas sim formada por uma região central, chamada núcleo atômico, e uma região externa ao núcleo, chamada eletrosfera. No núcleo atômico estariam as partículas positivas, os prótons, e na eletrosfera as partículas negativas, os elétrons.
Partículas elementares
A experiência de Rutherford mostrou que no núcleo atômico além do próton deveria existir uma outra partícula. Esta foi descoberta em 1932 pelo cientista inglês James Chadwick e recebeu o nome de nêutron.
Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas presentes num átomo. Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas principais características são:
Carga rel.	Massa rel.	Carga(C)	Massa(g)
Próton	+1	1	+1,6.10-19	1,673.10-24
Nêutron	0	1	0	1,675.10-24
elétron	-1	1/1836	-1,6.10-19	9.10-28
Observe que as partículas presentes no núcleo atômico apresentam a mesma massa e que essa é praticamente 2.000 vezes maior do que a massa do elétron. A massa de um átomo está praticamente concentrada numa região extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico.
A quantidade de prótons e elétrons presentes num átomo é a mesma, o que faz com que ele seja eletricamente neutro.
Elementos químicos
Verifica-se experimentalmente que átomos que apresentam a mesma quantidade de prótons no núcleo apresentam as mesmas propriedades químicas. A quantidade de prótons presente no núcleo recebe o nome de número atômico é representado pela letra Z. O conjunto de átomos com mesmo número atômico, e, portanto, com mesmas propriedades químicas, é chamado elemento químico.
Um elemento químico é caracterizado por seu número atômico, por um nome e por um símbolo.
Identificação de um átomo
Além do número atômico, um átomo é identificado por seu número de massa. O número de massa indica a quantidade de prótons e nêutrons presentes no núcleo de um átomo e é representado pela letra A.
IsótoPos, isóbAros e isótoNos
Átomos que apresentam o mesmo número atômico e diferentes números de massa são chamados isótopos. Átomos isótopos são do mesmo elemento químico. Exemplos: 35Cl17 e 37Cl17; 12C6 e 14C6.
Somente os três isótopos do hidrogênio apresentam símbolos e nomes particulares: prótio (1H1), deutério (2D1) e trítio (3T1).
Átomos que apresentam mesmo número de massa e diferentes números atômicos são chamados isóbaros. Átomos isóbaros apresentam a mesma massa e são de elementos químicos diferentes. Exemplo: 6C14 e 7N14; 26Fe57 e 27Co57.
Átomos que apresentam a mesma quantidade de nêutrons são chamados isótonos. Exemplo: 120Sn50 e 124Xe54; 13C6 e 14N7.
2- MODELO ATÔMICODE BOHR
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr, ao estudar espectros de emissão de certas substâncias, modificou o modelo de Rutherford. Baseado em observações experimentais, Bohr elaborou um novo modelo atômico cujos postulados são:
• na eletrosfera os elétrons não se encontram em qualquer posição. Eles giram ao redor do núcleo em órbitas fixas e com energia definida. As órbitas são chamadas camadas eletrônicas, representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q a partir do núcleo, ou níveis de energia;
• os elétrons ao se movimentarem numa camada eletrônica não absorvem nem emitem energia;
• os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é, as que apresentam menor quantidade de energia;
• um átomo está no estado fundamental quando seus elétrons ocupam as camadas menos energéticas;
• quando um átomo recebe energia (térmica ou elétrica), o elétron pode saltar para uma camada mais externa(mais energética). Nessas condições o átomo se toma instável. Dizemos que o átomo se encontra num estado excitado;
• os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para as camadas de origem. Quando isso ocorre, ele devolve, sob a forma de onda eletromagnética, a energia que foi recebida na forma de calor ou
eletricidade.
O átomo de Bohr e a distribuição eletrônica
A maneira pela qual os elétrons se distribuem nas diferentes camadas ao redor do núcleo é chamada distribuição eletrônica. Para efetuarmos a distribuição eletrônica devemos obedecer a algumas regras, que são:
1ª) em cada camada pode existir uma quantidade máxima de elétrons:
Camada	Nº máximo de elétrons
K	2
L	8
M	18
N	32
O	32
P	18
Q	8
2ª) os elétrons tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é, as menos energéticas; 
3ª) quando uma camada estiver completa os demais elétrons passam a ocupar a camada seguinte;
4ª) a última camada de um átomo, chamada camada de valência, pode abrigar somente oito elétrons; 5ª) se ao se realizar a distribuição eletrônica de um átomo, você verificar que na última camada permanecerá uma quantidade de elétrons maior que 8 e menor que 18, deixe nessa camada oito elétrons e passe os demais para a seguinte. Se ao realizar esse procedimento, a última camada ainda ficar com mais de oito elétrons, deixe somente oito elétrons nessa camada e passe os demais para a camada seguinte.
3- O MODELO ORBITAL
Esse modelo foi elaborado por volta de 1925. Ele leva em consideração duas idéias importantes sobre o comportamento da matéria: o caráter de onda eletromagnética que o elétron apresenta e a impossibilidade de se conhecer simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron.
Em 1924, Louis de Broglie verificou experimentalmente que, dependendo das condições a que era submetido, o elétron ora apresentava propriedades de partículas, ora propriedades de onda eletromagnética O elétron não podia ser encarado nem como partícula material nem como onda eletromagnética, ele teria um duplo caráter. Por essa mesma época, Werner Heisenberg estabeleceu o Princípio da Indeterminação de Heisenberg. Segundo esse principio é impossível determinar com precisão a velocidade e a posição de um elétron. Isto porque, sendo o elétron uma partícula extremamente pequena, qualquer tentativa experimental no sentido de localizar sua posição interferirá em seu movimento.
Em vista dessas novas idéias a respeito da matéria, não faz mais sentido falar em órbitas descritas pelos elétrons ao redor do núcleo. Foi, então, desenvolvido o conceito de orbital.
Orbital é a região ao redor do núcleo onde é mais provável se encontrar um elétron. Segundo o conceito de orbital, é possível encontrar, por exemplo, o elétron do átomo de hidrogênio bem próximo do núcleo como a alguns milímetros de distância. E claro que a probabilidade de cada uma dessas situações ocorrer é bem diferente.
Os números quânticos
Número quântico principal: indica a região ao redor do núcleo onde o orbital está localizado. Essa região é chamada nível de energia e é representada pela letra n. O número quântico principal pode assumir valores inteiros de um até, teoricamente, infinito, mas na prática verifica-se a existência de átomos contendo no máximo sete níveis de energia.
Número quântico secundário ou azimutal: indica a forma geométrica do orbital que será sempre a mesma independente do nível de energia onde estiver situado. É representado pela letra l e pode assumir 4 valores para 1: 0, 1, 2 e 3. È comum associar o número quântico secundário a letras. Assim temos:
Nº quântico secundário(l)	Orbital
0	s
1	p
2	d
3	f
Número quântico magnético: indica a orientação do orbital no espaço. É representado pela letra m.
Orbital	Nº quântico secundário	Valores de m
s	0	0
p	1	-1, 0,+1
d	2	-2, -1, 0, +1, +2
f	3	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Número quântico de spin: indica o sentido de rotação do elétron ao redor de seu eixo. É representado por ms e pode ter dois valores -1/2 e + 1/2. Arbitrariamente, ao sentido de rotação anti- horário é associado o valor -1/2 e ao sentido de rotação horário o valor +1/2.
O modelo orbital e a distribuição eletrônica
Anteriormente você aprendeu como realizar a distribuição eletrônica utilizando as camadas eletrônicas. Agora, você vai aprender como realizar a distribuição eletrônica utilizando os níveis e subníveis de energia. A distribuição eletrônica, segundo o modelo orbital, permitirá conhecer a distância do elétron ao núcleo, o tipo de orbital que ocupa, a orientação espacial do orbital e o sentido de rotação do elétron. Para isso necessitamos, também, recorrer a algumas regras:
• um orbital pode conter no máximo dois elétrons. Dessa forma o subnível s pode abrigar no máximo dois elétrons, o subnível p (três orbitais) 6 elétrons, o subnível d (cinco orbitais) 10 elétrons e o subnível f(sete orbitais) 14 elétrons;
• princípio da exclusão de Pauli: “Num mesmo átomo não podem existir dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos”. Isso significa que os elétrons de um mesmo orbital devem apresentar spins contrários. Um elétron gira no sentido horário e outro no sentido anti-horário;
• orbitais de um mesmo subnível apresentam energia igual;
• a ordem de preenchimento dos orbitais é dada pelo diagrama de Pauling abaixo. O sentido das setas indica valores de energia crescente e a ordem de preenchimento dos orbitais;
• regra da máxima multiplicidade de Hund: “Ao preencher os subníveis p, d e f, deve-se primeiro colocar os elétrons em orbitais vazios e com spins paralelos (mesmo sentido de rotação). Somente após o semipreenchimento de todos orbitais é que o segundo elétron deve ser adicionado”;
• o número de elétrons presentes num subnível deve ser indicado acima e a direita da letra.
Questões
1. O átomo constituído de 17 prôtons, 18 nêutrons e 17 elétrons apresenta, respectivamente, número atômico e número de massa iguais a:
a)17 e 17	
b)17 e 18 
c)18 e 17	
d)17 e 35 
e)35 e 17
2. Um átomo do elemento químico X é isótopo de 20A41 e isóbaro de 22B44. Com base nessas informações, podemos concluir que o átomo do elemento X possui:
a) 22 prótons.
b) 24 nêutrons,
c) 20 nêutrons.
d) número de massa igual a 61.
e) número de massa igual a 41.
3. São dados 3 elementos genéricos A, B e C. O átomo A tem número atômico igual a 70 e número de massa igual a 160. O átomo C tem 94 nêutrons, sendo isótopo de A. O átomo B é isóbaro de C e isótono de A. O número de elétrons do átomo B é igual a:
a)160	
b)70
c)74
d)78
e)164
4. A densidade da água comum (H2O) e a da água pesada (D2O), medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, são diferentes. Isso ocorre porque os átomos de hidrogênio e deutério diferem quanto ao:
a) número atômico.
b) número de elétrons. 
c) número de nêutrons.
d) número de oxidação.
e) número de prótons.
5. Coloque em ordem crescente de energia os subníveis 4d, 4f, 5p e 6s:
a) 4d<4f<5p<6s 
b) 4f4d<5p<6s 
c) 4d<5p’c6s<4f 
d) 5p<6s<4f<4d 
e) 6s<5p<4d<4f 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
1- Introdução
Após os trabalhosde Lavoisier, Dalton e outros, o estudo dos elementos químicos desenvolveu-se de tal forma que se tornou necessário classificá-los de acordo com suas propriedades. A observação experimental tornou evidente que certos elementos têm propriedades muito semelhantes, o que permite reuni-los em grupos.
Um dos tipos mais importantes de classificação é aquele que se preocupa em agrupar os elementos de tal forma que possamos prever várias de suas propriedades. Assim surgiu a classificação periódica dos elementos.
Desde o início do século XIX, várias tentativas, sem grande sucesso, foram feitas para organizar os elementos. O trabalho mais detalhado foi feito, em 1869. pelo químico russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), tornando-se a base da classificação atual. Ele ordenou os elementos em função de suas massas atômicas crescentes, respeitando suas propriedades químicas.
Com os conhecimentos sobre a estrutura atômica, ficou demonstrado que a verdadeira identidade de um elemento está relacionada com o número de prótons, ou seja, o número atômico. Isso implicou uma reformulação na tabela de Mendeleev. Hoje os elementos são ordenados em função de seus números atômicos crescentes.
2- Tabela periódica atual
Dentre os 109 elementos conhecidos, temos os naturais, que constituem a matéria do nosso mundo físico, e os artificiais, que foram obtidos em laboratórios de pesquisa nuclear.
3- Períodos
Denomina-se período ou série cada uma das linhas da tabela. O número do período corresponde ao número de camadas ocupadas pelos elétrons.
4- Famílias
As dezoito colunas da tabela são denomina das famílias ou grupos. Os elementos que pertencem a uma mesma f apresentam propriedades químicas semelhantes, pois possuem a mesma quantidade de elétrons na última camada.
Observamos na tabela que as famílias são designadas pelas letras A e B. Aquelas indicadas pela letra A e a família zero recebem denominações específicas. Veja:
• Família 1 (lA): alcalinos
• Família 2 (2A): alcalino-terrosos
• Família 13 (3A): família do boro
• Família 14 (4A): família do carbono
• Família 15 (SA): família do nitrogênio
• Família 16 (6A): calcogênios (chalcogênios)
• Família 17 (7A): halogênios
• Família 18 (0): gases nobres
É importante ressaltar que:
• o hidrogênio (é diferente de todos os outros elementos e deveria ser colocado isoladamente na tabela: contudo, ele aparece na família 1 (lA) por apresentar 1 elétron no subnível s da sua última camada:
• a família 8B corresponde a três colunas;
• a numeração oficial das famílias, feita pela Iupac, vai de 1 a 18: a numeração tradicional é dada por lA, 2A, 3A. 4A, 5A, 6A, 7A, 0, 1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B.
5- Configuração eletrônica e tabela periódica
Fazendo a distribuição eletrônica de acordo com o diagrama de Pauling e observando o subnível mais energético, temos:
• se o subnível mais energético é o s ou o p da última camada, dizemos que o elemento é representativo;
• se o subnível mais energético é o d da penúltima camada, dizemos que o elemento é de transição. Entretanto, se o subnível mais energético é o f da antepenúltima camada, dizemos que o elemento é de transição interna.
Como conseqüência da distribuição dos elementos na tabela periódica segundo o número atômico, as propriedades químicas e a configuração eletrônica, podemos caracterizá-los sob um novo aspecto. Observe:
Questões
1. Identifique a família e o período dos elementos abaixo e faça um esboço da tabela localizando-os:
a)15P b)18Ar c) 20Ca d)34Se e) 50Sn f) 87Fr
2. Dados os elementos abaixo com as respectivas configurações do ultimo nível (ultima camada), identifique a que famílias eles pertencem:
X—ns2 np1	Y—ns2 np3	Z— ns2 np5
3. Determine o número atômico dos elementos que se encontram no:
a) 55 período, família dos metais alcalino-terrosos.	
b) 32 período, família dos metais alcalinos,	
c) 32 período, família dos halogênios.
d) 42 período, família dos calcogênios.
e) 32 período, família do carbono.
4. Entre os elementos abaixo, verifique quais são representativos e quais são de transição, com base na configuração eletrônica:
a) 36A b) 22B	c) 38 d) 43D e) 48E f) 53F
5. Determinada família da tabela periódica tem seus elementos com os seguintes números atômicos: 8, 16,X, 52 e 84, Sem consultar a tabela, determine o valor de X. Qual a família em questão?
6. Um elemento X pertence à família dos halogênios. Qual a família de outro elemento Y que tem dois prótons a mais que X?
7. Faça um esboço da tabela periódica e localize os elementos representativos A, B e C de acordo com as configurações eletrônicas:
A &#8594;1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1
B &#8594;1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
C &#8594;1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 4p6
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS
1- Introdução
Como a tabela periódica foi elaborada com base nas propriedades químicas e físicas dos elementos, analisando-a, podemos obter informações sobre eles, chegando-se assim a propriedades importantes.
As propriedades podem ser divididas em periódicas e aperiódicas.
As propriedades periódicas são as que se repetem de períodos em períodos. Isso já não acontece com as aperiódicas.
O conhecimento das propriedades periódicas constitui a essência do estudo da classificação periódica. Entre elas, vamos analisar as seguintes neste módulo: tamanho do átomo, potencial de ionização, eletroafinidade e eletronegatividade. 
2- Tamanho do átomo
Define-se como raio atômico de um elemento a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos desse elemento. No entanto, como os átomos não têm contorno definido e não se comportam como esferas rígidas, os valores dos raios atômicos podem variar em função do arranjo atômico que apresentam.
O raio atômico é medido em Angstrom, À. Cada 1 À equivale a l0-10 m.
Dois fatores são determinantes na avaliação do tamanho de um átomo: o número de camadas eletrônicas e a carga nuclear (número de prótons).
O número de camadas eletrônicas tem in fluência ao considerarmos a variação do tamanho do átomo numa família.
Numa família, à medida que o número atômico aumenta, o número de camadas também aumenta, o que leva a um aumento do tamanho do átomo. Então, numa família, o tamanho do átomo aumenta de cima para baixo, considerando-se sua posição na tabela periódica.
A carga nuclear (número de prótons) tem influência ao considerarmos a variação do tamanho do átomo num período.
Num período, à medida que o número atômico aumenta, o número de camadas permanece igual, mas a carga nuclear aumenta (o número atômico aumenta), o que faz com que a atração do núcleo sobre os elétrons periféricos também aumente e, conseqüentemente, o tamanho dos átomos seja menor. Assim, num período, o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda.
3- Potencial de ionização
Chamamos de potencial de ionização ou energia de ionização a medida da energia fornecida a um átomo isolado no estado gasoso para re tirar um elétron, formando um íon gasoso positivo.
Íon é uma estrutura eletricamente carregada, derivada de um átomo ou grupo de átomos que per deu (íon positivo ou cátion) ou ganhou (íon negativo ou ânion) elétrons. O átomo isolado é uma idealização teórica, pois é praticamente impossível isolar um átomo.
Assim, para entendermos o conceito de potencial de ionização e estudar sua variação, vamos considerar o exemplo do sódio (11Na).
Se tivermos um mol de átomos de sódio (6,02 .1023 átomos) no estado gasoso (g) e fornecermos ao sistema 119 quilocalorias (kcal), cada átomo de sódio vai perder um elétron e se transformar num íon gasoso positivo. Assim, 119 kcal/mol é o valor do potencial de ionização do sódio.
Podemos traduzir esse fenômeno na forma de uma equação química:
Na(g) + 119 kcal/mol &#8594; Na+(g) + e-(g)
Os elétrons retirados são sempre os da cama da de valência.
Então, vamos estudar a variação da energia de ionização.
Numa família, à medida que aumenta o tamanho do átomo (de cima para baixo), aumenta a facilidade para a remoção de um elétron de valência; portanto, quanto maior o tamanho do átomo, menor aenergia de ionização. Logo, numa família, a energia de ionização aumenta de baixo para cima.
Num período, o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda, portanto a atração do núcleo sobre os elétrons de valência aumenta da esquerda para a direita. O que significa que, num período, a energia de ionização aumenta da .esquerda para a direita.
Então, podemos indicar na tabela periódica a variação do potencial de ionização de modo contrário à variação do tamanho do átomo:
Ao fornecermos energia a um átomo, podemos retirar um, dois ou mais elétrons. Assim, falamos em primeiro potencial de ionização, segundo potencial de ionização, etc.
4- Eletroafinidade
A eletroafinidade ou afinidade eletrônica é a medida da energia liberada por um átomo isolado no estado gasoso ao receber um elétron, formando um íon gasoso negativo.
Como a energia de ionização, também pode mos representar esse fenômeno por uma equação química. Consideremos a ionização do cloro (17Cl):
Cl(g) + 1e- &#8594; Cl-(g) + 83,3 kcal/mol
O elétron recebido entra na camada de valência e 83,3 kcal/mol é o valor da afinidade eletrônica do cloro.
Vejamos, agora, como varia a eletroafinidade. À medida que o tamanho do átomo diminui, o elétron que o átomo adquiriu é mais atraído pelo núcleo. Com isso, o ânion fica mais estável e, por tanto, ocorre uma liberação maior de energia. Logo, à medida que o tamanho do átomo diminui, a eletroafinidade aumenta.
Então, numa família, a eletroafinidade aumenta de baixo para cima.
Num período, como o tamanho do átomo diminui da esquerda para a direita, a eletroafinidade aumenta da esquerda para a direita.
À medida que os elétrons entram no átomo. a atração do núcleo sobre os elétrons diminui; assim, o ânion é sempre maior que o átomo neutro correspondente.
5- Eletronegatividade
A eletronegatividade é a propriedade pela qual um átomo apresenta maior ou menor tendência em atrair elétrons para si, resultando da ação conjunta da energia de ionização e da eletroafinidade.
Logo, não se trata de uma grandeza absoluta, e sim relativa, pois compara a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons.
Linus Pauling estabeleceu uma escala de valores para a eletronegatividade, atribuindo ao elemento flúor o maior valor, 4,0.
A variação da eletronegatividade na tabela periódica é igual à da eletroafinidade, pois representam um mesmo comportamento para os átomos.
Próteses metálicas e piercings
Implantes ortopédicos e piercings são feitos, na maioria dos casos, de metais que ficam em contato direto com tecidos do corpo humano. Isso faz deles um perigo quando forem de má qualidade.
Um estudo do IPT (Instituto de Pesquisas Tecnológicas), em São Paulo, mostrou que eles podem causar infecções, alergias e até alguns tipos de câncer. Em cinco implantes estudados, nenhum continha quantidades de cromo, níquel e molibdênio exigidas pela ABNT (Associação Brasileira de Normas Técnicas).
Materiais de baixa qualidade podem liberar partículas metálicas solúveis no organismo, causando complicações ao paciente.
No caso dos pierc/ngs, a maioria apresenta teores de níquel e cromo muito abaixo do exigido, tornando-os mais suscetíveis à corrosão, o que pode provocar dano, muitas vezes, permanente.
Então, a necessidade do emprego de implantes ou a vaidade em usar piercings devem ser muito bem avaliadas para a aplicação de um produto de qualidade comprovada.
Questões
1. Dados os elementos A (Z = 49), B (Z = 55) e D (Z = 36), coloque-os em ordem crescente dos valores dos potenciais de ionização e das eletroafinidades.
2. Os elementos A (Z = 53), B (Z = 35) e C (Z = 17) apresentam valores dos potenciais de ionização iguais a 300 kcal/mol, 273 kcal/mol e 241 kcal/mol, não necessariamente nessa ordem. Quais são os valores dos potenciais de A, B e C?
3. Dados os elementos A (Z = 17), B (Z = 12) e C (Z = 15), qual deles, em função da posição na tabela, apresenta átomos de menor tamanho?
4. (FCMS-SP) Assinale a alternativa que melhor representa a variação do raio atômico (RA) em função do número atômico (Z), para os elementos da família 1 (1A).
5. (ITA-SP) Qual dos átomos abaixo requer o menor fornecimento de energia para que perca 1 elétron?
a) Cs b) Ba c) Ne d) F e) Br
6. (PUC-SP) O elemento de maior eletronegatividade é o que apresenta a seguinte configuração eletrônica:
a) 1s2 2s1
b) 1s2 2s2 2p1
c) 1s2 2s2 2p2
d) 1s2 2s2 2p5
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
7. (FMU-SP) Nos garimpos, o mercúrio é utilizado para separar o ouro das impurezas. Quando o mercúrio entra em contato com a água dos rios, causa uma séria contaminação: é absorvido por microrganismos, que são ingeridos pelos peixes pequenos, os quais são devorados pelos peixes grandes usados na alimentação humana. Com o auxílio da tabela periódica podemos prever que um elemento com comportamento semelhante ao mercúrio é o:
a) Na.
b) C.
c) Cd.
d) Ca.
e) Fe.
LIGAÇÕES INTERATÔMICA: COMO OS ÁTOMOS SE UNEM?
1- Introdução
O modelo de Dalton, em 1806, fortaleceu uma idéia que já vigorava havia alguns anos todos os materiais da natureza são formados por átomos ligados uns aos outros. Porém o mais interessante é que as primeiras explicações realmente boas sobre a natureza das uniões entre átomos foram elaboradas a partir do estudo de átomos que não se ligavam entre si: os gases nobres.
Em 1894, o químico inglês William Ramsay anunciou a descoberta de um novo elemento químico encontrado no ar. Para surpresa de todos, esse elemento era constituído por átomos isolados e estáveis. Daí a sugestão do nome argônio (do grego árgon: inativo).
Ainda no mesmo ano, Ramsay isolou o gás hélio de recipientes que continham urânio. Tempos depois, em 1898, obteve mais três gases nobres: o neônio, o criptônio e o xenônio. O último gás nobre, o radônio, foi descoberto somente em 1900, pelo químico alemão F. Dorn.
Após essas descobertas, os gases nobres foram chamados também de raros e inertes. Entretanto, esses nomes tornaram-se impróprios, pois, além de não serem elementos tão raros (o hélio é o segundo elemento mais abundante no Universo), a partir de 1962 foram sintetizados vários compostos de criptônio e xenônio.
Por que os gases nobres apresentavam átomos isolados e estáveis?
Como às vezes acontece em ciências, dois químicos propuseram a mesma resposta, no mesmo ano (1916), mas com trabalhos diferentes. De acordo com os químicos Kossel e Lewis, os gases nobres eram estáveis porque suas camadas de valência estariam completas, isto é, não necessitavam receber ou fornecer elétrons. Verificou-se depois que os gases nobres possuíam oito elétrons na última camada, com exceção do hélio. Dessa forma surgiu a regra do octeto.
Regra do Octeto: Os átomos se unem com a tendência de adquirir oito elétrons na última camada. Em outras palavras, as ligações químicas ocorreriam para que os átomos adquirissem uma estabilidade semelhante à dos gases nobres.
Esses gases seriam, assim, uma espécie de “modelo de comportamento” para os demais elementos químicos.
Como veremos, a regra do octeto funciona bem para a maioria dos compostos dos elementos representativos. Mas há muitas exceções à regra nos compostos de elementos de transição e transição interna.
Assim, a regra do octeto é uma ótima ferramenta para uma primeira visão sobre ligações químicas, mas não pode ser considerada uma lei natural.
2- Os íons e você
Sabemos que íons são átomos — ou grupos de átomos — com carga positiva ou negativa.
Uma grande variedade de íons é necessária para a manutenção da vida.
A quantidade mínima diária e a participação de cada um desses íons em nosso metabolismo constituem um complexo campo de estudo, intensamente pesquisado por biólogos, bioquímicos e médicos.
Cerca de 26 íons possuem participações razoavelmente conhecidas, mas os pesquisadores não afastam a hipótese de novos íons serem descobertos, existentes em quantidades muito pequenas, mas com participações talvez muito importantes no esclarecimento de alguns processos metabólicos.
Entre os vários íons reconhecidamente importantes,podemos mencionar os íons sódio (Na+), potássio (K+), cloreto (Cl-), sulfato (SO42-) e hidrogenocarbonato (HCO3-) presentes no sangue e nos líquidos celulares; os íons cálcio (Ca+2) e hidrogenofosfato (HPO42-) importantes para ossos e dentes; os íons ferro II (Fe+2) fundamentais no metabolismo da hemoglobina, e os íons fluoreto (F-), utilizados para a prevenção de cáries dentárias. Como você pode notar, a lista é extensa.
3- Os íons no sal de cozinha
Os fundamentos da ligação iônica podem ser entendidos no estudo do cloreto de sódio.
Em 1916, o químico alemão Walther Kossel (1888-1956) propôs que a ligação entre os átomos de sódio e de cloro deveria ocorrer de acordo com urna transferência de elétrons. Observe a configuração eletrônica do átomo neutro de sódio (Z = 11):
11Na(11 prótons e 11 elétrons) – 1s2 2s2 2p6 3s1 
Para ficar com a configuração de gás nobre (2s2 2p6 )o átomo de sódio perde um elétron do subnível mais externo (3s) e torna-se um íon positivo (cátion):
Na+ (11 prótons, 10 elétrons) = 1s2 2s2 2p6
Essa configuração é idêntica à do gás nobre neônio (Z = 10), como previa a regra do octeto.
O átomo de cloro (Z = 17), por sua vez, tem a configuração:
17Cl (17 prótons, 17 elétrons) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Recebendo um elétron, haverá a formação de um íon negativo (ânion):
Cl- (17 prótons, 18 elétrons) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Novamente, de acordo com a regra do octeto, esse ânion tem configuração semelhante à do gás nobre argônio (Z = 18).
Os íons formados atraem-se mutuamente e haverá a formação de um sólido iônico, com íons em posições bem definidas, em um arranjo geométrico denominado retículo cristalino. 
4- Algumas considerações
1. A transferência de elétrons sempre envolverá os níveis de valência de ambos os átomos. Ou seja, os elétrons sairão do último nível de um átomo e entrarão no último nível de outro.
II. A ligação iônica ocorre geralmente entre metais e não-metais.
Metais	Não-metais
Perdem elétrons	Recebem elétrons
Baixa energia de ionização	Alta energia de ionização
III. Como regra geral, teremos:
• Metais com um, dois ou três elétrons na última camada tendem a perder esses elétrons.
• Não-metais com cinco, seis ou sete elétrons tendem a receber elétrons, tal que fiquem com oito elétrons na última camada.
IV. Compostos iônicos são sólidos com alto ponto de fusão. Isso se deve à alta intensidade das forças de atração entre íons. Se observarmos a fusão de alguns sólidos não-iônicos, tais corno o gelo (PF = O °C) e o álcool sólido (PF = -117 °C), notaremos que seus pontos de fusão são consideravelmente menores que os das substâncias iônicas, como mostra a tabela abaixo.
Substância iônica	Fórmula	PF(°C)
Cloreto de sódio	NaCl	801
Cloreto de potássio	KCl	772
Óxido de magnésio	MgO	2800
V. Compostos iônicos são condutores elétricos quando fundidos. A fusão de um composto iônico desmancha o retículo cristalino e resulta daí um líquido com íons livres, bom condutor de eletricidade.
VI. Soluções aquosas de tons são condutoras de eletricidade. Quando um sólido iônico se dissolve em água, o retículo cristalino se desmancha e os íons ficam livres. Esse fenômeno faz com que soluções aquosas de substâncias iônicas sejam boas condutoras de eletricidade. Por isso, soluções desse tipo são chamadas de soluções iônicas ou eletrolíticas. As substâncias que, dissolvidas em água, originam soluções iônicas são chamadas de eletrólitos.
5- Cloreto de sódio: um comum e importante composto iônico
Todos nós conhecemos o cloreto de sódio, o popular sal de cozinha. Mas essa não é a única utilidade desse composto iônico.
O mundo consome cerca de 170 milhões de toneladas por ano desse composto, mas o uso como sal de cozinha corresponde a apenas 3% desse total.
O cloreto de sódio é obtido pela evaporação da água do mar, em locais chamados salinas, ou ainda pode ser extraído de depósitos conhecidos por sal-gema.
íon	Gramas em 1,0 Kg
Cl-	19,4
Na+	10,8
SO42-	2,7
Mg2+	1,3
Ca2+	0,4
K+	0,4
HCO3-	0,1
Total	35,1
Por que o sal conserva a carne?
Se você colocar cinco ou seis colheres de sal grosso em uma panela e adicionar meio litro de água, irá obter uma salmoura.
Desde a Idade Média, sabe-se que a salmoura ajuda a conservar a carne por longos períodos.
Mas você já pensou como isso acontece?
Em contato com a salmoura, as células da carne perdem água, isto é, a carne se desidrata. Esse fenômeno, chamado osmose, ocorre porque a água tende a passar da região com menos sal (interior da célula) para a região com mais sal (fora da célula).
Em seguida, a carne é colocada para secar, habitualmente em locais cobertos e arejados. Após a secagem, a carne endurece e pode ser armazenada por algum tempo, pois as bactérias que iriam agir na decomposição do alimento não sobrevivem num meio desidratado e salgado.
6- A ligação covalente
O gás hidrogênio certamente será um combustível importante no futuro da humanidade, talvez substituindo a gasolina nos carros e o carvão no aquecimento de casas e nas fornalhas industriais. Ao redor de 1860, os químicos sabiam que o gás hidrogênio, obtido, por exemplo, pela eletrólise da água, era na verdade constituído de moléculas biatômicas, H2.
Mas o átomo de hidrogênio possui apenas um elétron. De que maneira, então, poderia ser a ligação química entre dois átomos de hidrogênio?
Uma possível solução veio com a teoria da ligação covalente, proposta em 1916 pelo norte-americano Gilbert N. Lewis (1875-1946). Esse químico propôs que haveria a formação de um par eletrônico que pertenceria a ambos os átomos da molécula, ou seja, um par eletrônico compartilhado pelos átomos de par eletrônico hidrogênio.
Na molécula H2, com esse compartilhamento do par eletrônico cada átomo de hidrogênio passaria a ter dois elétrons, ficando com configuração eletrônica semelhante à do gás nobre hélio.
Resumindo os principais pontos da teoria da ligação covalente, teremos:
I. Só participam os elétrons da última camada dos átomos (camada de valência). Perceba que isso também ocorre na ligação iônica. Lewis sugeriu que os elétrons de valência fossem representados ao redor do símbolo do átomo.
Veja alguns exemplos mais significativos:
II. Cada par eletrônico compartilhado teria um elétron de cada átomo.
III. Para obedecer à regra do octeto, poderia haver a formação de vários pares eletrônicos.
As fórmulas que representam os pares eletrônicos foram denominadas fórmulas eletrônicas ou fórmulas de Lewis.
Veja, por exemplo, o caso da molécula de água, H2O.
O átomo de oxigênio possui Z = 8. Assim, teremos:
8O &#8594; 1s2 2s2 2p4
Para obedecer à regra do octeto, cada átomo de oxigênio precisa receber dois elétrons e cada hidrogênio necessita apenas de um elétron.
A fórmula eletrônica da molécula de água poderá ser montada da seguinte maneira:
7- Uma representação muito útil
Sempre que for necessário, o par eletrônico poderá ser representado por um traço.
As fórmulas assim obtidas foram chamadas de fórmulas estruturais planas ou fórmulas de Couper em homenagem ao químico inglês Archibald Couper que já utilizava essa representação em 1860.
8- Ligações simples, duplas e triplas
As ligações covalentes que utilizam apenas um par eletrônico foram denominadas ligações simples. Mas ha situações em que a ligação covalente ocorre por meio de dois pares (ligação dupla) ou de três pares eletrônicos (ligação tripla).
Veja alguns exemplos:
Com a teoria de Lewis, as substâncias que possuíssem apenas ligações covalentes passariam a ser chamadas de substâncias moleculares. Surgiu, assim, um conceito microscópico de molécula.
Molécula: conjunto de átomos unidos por ligações covalentes.
Comparando propriedades
Substância iônica	Substância molecular
Tipo de ligação química	Iônica – Atração entre íons	Covalente – Compartilhamento de pares eletrônicos
T. de fusão
( 1 atm)	Alta
KI(686 °C)	Baixa
H2O(0°C)
T. de ebulição
( 1 atm)	Alta
KI(1330 °C)	Baixa
H2O(100°C)
Estado físico
(25°C e 1 atm)	Todas sólidas	Sólido(parafina), Líquido(éter), Gasoso(CO2)
9- A ligação covalentecoordenada (dativa)
O elemento químico oxigênio constitui duas substâncias simples: o gás oxigênio (O2) e o gás ozônio (O3).
De acordo com as regras propostas por Lewis, uma possível fórmula eletrônica da molécula de ozônio poderia ser construída em duas etapas:
1ª etapa: Uma ligação dupla entre dois átomos de oxigênio.
Lembrando que o átomo de oxigênio possui seis elétrons de valência, teríamos:
2ª etapa: A ligação do terceiro oxigênio.
O terceiro átomo de oxigênio, que também precisa compartilhar mais dois elétrons, irá se ligar a urna estrutura na qual os átomos já estão com o octeto completo.
Nessas condições, foi proposta uma ligação covalente especial, na qual um dos átomos cederia o par eletrônico.
Esse compartilhamento especial foi denominado ligação dativa ou ligação covalente coordenada. A representação habitual dessa ligação é urna seta orientada a partir do átomo que forneceu o par eletrônico.
O = O &#8594; O
A ligação covalente e a dativa são modelos, isto é, teorias que tentam explicar como possivelmente ocorrem as ligações entre os átomos.
No estudo da ligação dativa, os químicos utilizam as expressões “ceder” ou “receber” apenas para indicar a origem do par eletrônico da ligação. O que deve existir, em qualquer caso, é um compartilhamento de elétrons.
Em outras palavras, depois de formada, a ligação dativa apresenta o mesmo comportamento de uma ligação covalente normal.
Ligação metálica
Os metais são bons condutores de eletricidade por causa da facilidade com que os elétrons se movimentam, pois se encontram livres. E isso ocorre porque os metais têm baixa energia de ionização, ou seja, a atração sobre os elétrons é baixa.
Temos, então, uma estrutura formada por cátions fixos cercados por um “mar de elétrons”, provenientes da camada de valência. A interação entre os elétrons livres (-) e os cátions (+) determina a estrutura cristalina dos metais e uma série de propriedades características: maleabilidade, ductibilidade, boa condutibilidade térmica e elétrica, alto ponto de fusão, resistência à tração, brilho.
Veja o esquema:
Os metais podem se unir entre si ou a outros elementos formando misturas sólidas chamadas ligas metálicas. Por exemplo:
• o aço é uma liga de ferro e carbono;
• o bronze é uma liga de cobre e estanho;
• o latão é uma liga de cobre e zinco;
• o ouro de 18 quilates é uma liga de ouro e cobre.
As ligas metálicas
As ligações entre metais diferentes conduzem ao que chamamos de ligas metálicas
A pesquisa para o desenvolvimento de novas ligas é intensa, pois raramente um metal puro apresenta qualidades satisfatórias para aplicações tecnológicas. O ouro puro, por exemplo, é muito mole, e o ferro puro oxida-se (enferruja) facilmente.
Observe na tabela a seguir algumas ligas mais comuns e suas aplicações.
Os supercondutores
De modo geral, os fios condutores (de alta tensão) são feitos de cobre ou alumínio.
Apesar de esses materiais serem bons condutores elétricos, cerca de 20% da energia elétrica é desperdiçada na forma de calor.
Para evitar essa perda de energia, futuramente esses fios talvez sejam substituídos por outros materiais — conhecidos como supercondutores — que apresentam uma resistência elétrica virtualmente nula quando em temperaturas muito baixas. Em 1911, por exemplo, foi observada a supercondutividade do mercúrio a 4 K, temperatura do hélio líquido.
Após intensas pesquisas, esse fenômeno da supercondutividade elétrica também foi observado em compostos cerâmicos chamados perovskites. Descoberto em 1986, esse tipo de material é capaz de conduzir correntes de alta intensidade em temperaturas mais elevadas que outros supercondutores.
Sódio — Um metal que queima e ilumina
O sódio é um metal branco-prateado, mole e bastante reativo. É o sexto elemento mais abundante na natureza.
A reação entre o sódio e a água é violenta e libera grande quantidade de energia, por isso ele só pode ser guardado imerso em querosene. Em contato com a pele, provoca queimaduras e deve ser manipulado com luvas ou pinças.
Em vias públicas a iluminação pode ser feita com lâmpadas que contêm vapor de sódio, que, ao ser atravessado pela corrente elétrica, emite luz amarela característica — são as lâmpadas de sódio.
O sódio é encontrado numa série de substâncias na forma de íons Na+ como o sal de cozinha (cloreto de sódio) e a soda cáustica (hidróxido de sódio).
Os radicais livres
Nas altas camadas da atmosfera, o gás ozônio é produzido de acordo com duas etapas:
I. Radiação ultravioleta de alta energia provoca quebra de moléculas O2, com formação de átomos iso lados.
02(gás) + radiação UV &#8594; 2O(gás)
II. Os átomos isolados de oxigênio colidem com outras moléculas de O2, formando o ozônio. Como veremos no próximo capítulo, o gás ozônio formado nesse processo constitui uma camada protetora das espécies vivas de nosso planeta.
O2(g) + O(g) &#8594; O3(g)
Se analisarmos o átomo isolado de oxigênio, notaremos que apresenta seis elétrons na última camada e não segue, portanto, a regra do octeto.
Tais espécies químicas são chamadas de radicais livres.
Radical livre: átomo ou grupo de átomos com elétrons desemparelhados.
Em geral os radicais livres são formados em quebras de ligações covalentes. Esses processos, nos quais cada átomo fica com seu elétron original, denominam-se quebras (ou rupturas) homolíticas.
Exemplos:
Como podemos prever, os radicais livres são instáveis e existem durante curto intervalo de tempo. Atualmente, há intensas pesquisas para comprovar relações entre o envelhecimento biológico e a existência de radicais livres nos metabolismos dos seres vivos.
LIGAÇÕES POLARES E APOLARES
As ligações covalentes podem ser polares ou apolares. Elas são apolares quando os átomos que se ligam apresentam a mesma eletronegatividade e são polares quando os átomos apresentam diferentes eletronegatividades. O átomo mais eletronegativo atrai mais intensamente o par de elétrons de ligação e adquire carga parcial negativa. (&#948;-). O átomo menos eletronegativo, por ter os elétrons de ligação afastados de seu núcleo, se torna parcialmente positivo (&#948;+).
H &#8213; H Ligação apolar
H &#1472;&#8594; Cl Ligação polar
Geometria molecular
Para estudar a geometria molecular, vamos utilizar a teoria da repulsão dos pares eletrônicos,
desenvolvida na década de 1960: “Os pares de elétrons ao redor do átomo central (aquele que faz o maior número de ligações) distribuem-se no espaço de tal forma que a repulsão entre eles é a menor possível, garantindo maior estabilidade”.
Os pares de elétrons podem ou não fazer parte de ligações. Quando os elétrons são ligantes. os pares podem constituir ligações simples, duplas, triplas ou dativas. As posições relativas dos átomos ligantes são dadas pela disposição de todos os pares de elétrons, mas a geometria da molécula é considerada apenas pela posição relativa de seus núcleos.
Veja o exemplo da molécula de água (H2O)
Questões
1. Obtenha as fórmulas eletrônica e estrutural correspondentes às seguintes fórmulas moleculares:
a) HNO2( ácido nitroso)
b) H2SO3( ácido sulfuroso)
c) H2SO4( ácido sulfúrico)
d) H3PO4( ácido fosfórico)
e) CO2( dióxido de carbono)
f) SCl2( cloreto de enxofre)
g) C2H6( etano)
h) HClO4( ácido periódico)
i) H2CO3( ácido carbônico)
j) SO3( trióxido de enxofre)
m) O3( ozônio)
n) CO( monóxido de carbono)
o) (NH2)2CO(uréia)
p) C6H6(benzeno)
2. Dadas as fórmulas estruturais, verifique se a molécula correspondente é apolar ou polar.
3. (UFRGS) Associe as fórmulas das substâncias abaixo com as geometrias moleculares correspondentes:
a. linear	( ) SO3
b. angular	( ) CO2
c. piramidal	( ) H2S
d. trigonal plana	( ) N2O
( ) CCl4
( ) BF3
( ) Cl2O
FORÇAS INTERMOLECULARES
1- Introdução
Os compostos iônicos, em condições ambientes, se apresentam no estado sólido em conseqüência da forte atração, de natureza elétrica, entre cátions e ânions, formando o retículo cristalino.
Em sua maioria, os metais também são sólidos, devido à interação entre os cátions fixos e os elétrons livres.As substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos, o que nos leva a concluir que, entre as moléculas, existem forças de atração de diferentes intensidades. A essas forças damos o nome de forças intermoleculares. Elas podem ser de dois tipos: de Van der Waals ou pontes (ligações) de hidrogênio.
2- Forças de Van der Waals
Estas forças são de fraca intensidade e se classificam em dipolo-dipolo e dipolo instantâneo-dipolo induzido.
A polaridade da ligação apresenta uma direção, um sentido e uma intensidade podendo ser representada por um vetor (&#956;: vetor momento dipolo ou momento dipolar). Este vetor se orienta sempre no sentido do pólo negativo.
Para moléculas com mais de dois átomos, conhecendo-se a geometria molecular, é possível determinar se a molécula apresenta dipolo, ou seja, se na molécula há distribuição desigual da carga negativa.
Essa determinação é feita levando-se em conta os vetores momento dipolo de cada ligação. Veja os exemplos:
3- Forças de Van der Waals dipolo-dipolo
Este tipo de interação ocorre entre moléculas polares. Observe um esquema da molécula de HC1:
Como vimos, a formação do dipolo ocorre devido à diferença de eletronegatividade entre o hidrogênio e o cloro. A extremidade negativa de uma molécula atrai a extremidade positiva da molécula vizinha.
Observe o esquema:
Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre na ligação iônica, mas com intensidade bem menor.
4- Forças de Van der Waals dipolo instantâneo dipolo induzido
São forças de atração que aparecem nas substâncias formadas por moléculas apolares, no estado sólido ou líquido.
A nuvem eletrônica nas moléculas apolares é uniforme, não aparecendo cargas. Essa nuvem pode sofrer deformação por ação externa, como aumento de pressão e diminuição de temperatura, provocando, então, uma distribuição desigual de cargas, o que faz com que surja um dipolo.
O dipolo instantâneo induz a polarização da molécula vizinha, resultando uma atração fraca entre elas. Observe:
Esse tipo de interação também é chama do de força de London, em homenagem ao cientista Fritz London (1900-1957), que elaborou todo o desenvolvimento teórico.
5- Pontes de hidrogênio
As pontes ou ligações de hidrogênio são um caso particular da interação dipolo-dipolo, em que o dipolo formado é de grande intensidade. Esse fenômeno ocorre quando o hidrogênio está ligado a um dos três elementos mais eletronegativos — flúor, oxigênio e nitrogênio —, pois a diferença de eletronegatividade entre ele e esses elementos é muito grande.
Veja o que ocorre entre as moléculas de água (H2O):
Água e tensão superficial
Tensão superficial é uma propriedade que faz com que uma superfície líquida se comporte como uma película elástica. Essa propriedade ocorre com todos os líquidos e é observada com maior intensidade na água, explicando o fato de uma lâmina de barbear não afundar e de insetos manterem-se sobre a água.
As moléculas no interior do líquido mantêm-se unidas pelas forças de atração, que ocorrem em todas as direções. As moléculas da superfície, no entanto, sofrem apenas atração lateral e inferior, que geram a tensão superficial, criando uma película elástica. Quanto mais intensas as forças de atração, maior será a tensão superficial.
6- Forças intermoleculares e ponto de ebulição
As forças intermoleculares afetam diretamente os pontos de fusão e ebulição das substâncias, pois quanto mais fortemente unidas estão as moléculas tanto mais difícil é separá-las.
Com isso o aumento na intensidade das forças intermoleculares implica o aumento de energia para separá-las, ou seja, o aumento dos pontos de fusão e ebulição.
Assim, temos:
Observe:
Molécula	H2S	H2Se	H2Te	H2O
PE(°C)	-62	-42	-4	100
Força	Dipolo-dipolo	Pontes de hidrogênio
Um importante fator que influencia o ponto de ebulição de uma substância é o tamanho da molécula, pois quanto maior a molécula, mais fácil a ocorrência de distorção da nuvem eletrônica; conseqüentemente, mais fácil a formação de pólos. Com isso, podemos concluir que, à medida que o tamanho da molécula aumenta (aumento da massa molecular), o ponto de ebulição também deve aumentar.
Substância	Massa molecular	PE(°C)
H2S	34	-62
H2Se	81	-42
H2Te	129	-4
7- Polaridade e solubilidade
Para uma substância no estado gasoso, quanto mais polares as moléculas, mais fácil a união entre elas e assim mais fácil a liquefação, ou seja, mais alto o ponto de liquefação (PL = PE).
A solubilidade de uma substância está intimamente ligada à polaridade das moléculas.
Assim:
• Substâncias polares tendem a dissolver-se em solventes polares.
• Substâncias apoiares tendem a dissolver-se em solventes apoiares.
Veja:
NaCl (polar) dissolve-se em H2O (polar), mas não se dissolve em C6H6(apolar).
Isso explica por que os derivados de petróleo (apolares) não se dissolvem em água (polar).
Um caso interessante ocorre com o álcool etílico (polar), que é solúvel em água (polar) e também em gasolina (apolar). Explica-se este fato fazendo-se a seguinte análise da molécula:
A nossa gasolina automotiva contém em torno de 20% de álcool dissolvido e o álcool de supermercado contém aproximadamente 4% de água.
Questões
1. Dentre as seguintes substâncias, qual apresenta pontes de hidrogênio entre as moléculas?
a)metano (CH4)	
b)clorofórmio (CHCl3)	
c) benzeno (C6H6)
d) éter etílico (H5C2 — O&#8213;C2H5)
e) água (H2O)
2. Observe o gráfico:
Justifique o fato de nos hidretos H2O, H2S, H2Se e H2Te, o H2O ter PE maior, e nos hidretos HF, HCl, HBr e HI, o HF ter PE maior.
3. Observe a tabela:
Por que tais substâncias têm PE tão baixos?
4. O ponto de ebulição da água(H2O) é 100 °C, enquanto o ponto de ebulição do peróxido de hidrogênio (H2O2) é 150 °C. Justifique esse fato.
5. Que tipo de força intermolecular ocorre entre as moléculas na amônia líquida (NH3)?
6. O pentano (C5H12) apresenta PE = 36°C. O ponto de ebulição do octano (C8H18) deverá ser maior ou menor que 36 °C?
7. O enxofre é uma substância sólida de moléculas apolares (S8). Em qual solvente ele certamente não se dissolverá?
a)Benzeno (C6H6: apolar)	
b)Tetracloreto de carbono (CCl4: apolar)	
c) Água (H2O: polar)
d) Tolueno (C7H8: apolar)
8. (Fuvest-SP)
O ácido algínico, um polímero natural extraído de algas, tem a estrutura acima. É solúvel em água, sendo usado para dar maior consistência a sorvetes. Justifique por que ele é solúvel em água (hidrossolúvel), com base em sua estrutura.
FUNÇÕES QUÍMICAS
Função química é o conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes (propriedades funcionais).
Ácidos, bases, sais, óxidos e hidretos são as funções químicas que estudaremos a seguir.
ÁCIDOS: conceito de Arrhenius
Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, em água, se ionizam, produzindo como cátions, exclusivamente, íons hidroxônio ou hidrônio (H3O+). Exemplos de ácidos são:
HCI(g), H2SO4(l) e H3PO4(s)
Quando uma delas, por exemplo o HC1, é adicionada em água, ocorre uma interação elétrica entre as moléculas polares, HCl e H2O. O oxigênio da água, que apresenta carga parcial negativa, atrai para si o átomo de hidrogênio do HCl, que apresenta carga parcial positiva. Durante a quebra da ligação, o átomo de hidrogênio deixa o par de elétrons de ligação para o cloro. Como conseqüência, o átomo de cloro transforma-se no íon cloreto que apresenta carga -1 e o átomo de hidrogênio num íon que apresenta carga + 1. Como o íon H+ se une à molécula de água, ocorre a formação do íon H3O+. Quando as moléculas do HCl entram em contato com a água ocorre a formação de íons, isto é, o HC1 se ioniza. Ionização é o processo pelo qual substâncias moleculares originam íons.
Os átomos de hidrogênio presentes numa molécula que, em água transformam-se em íons H+ são chamados hidrogênios ionizáveis. A equação de ionização de um ácido pode ser escrita de forma simplificada, onde o íon hidroxônio H3O+, é simplesmente representado por H+. Assim teremos:
HCl(g) + H2O(l) &#8594; H+(aq) + Cl-(aq)
H2SO4(l) + H2O(l) &#8594; 2H+(aq) + SO42-(aq)
H3PO4(s) + H2O(l)&#8594; 3H+(aq) + PO43-(aq)
Propriedades dos ácidos
As principais propriedades dos ácidos são:
• possuem sabor azedo;
• modificam a cor dos indicadores ácido-base. Na presença de uma solução ácida, o papel de tornassol azul adquire a cor vermelha e a solução alcoólica de fenolftaleína permanece incolor;
OBSERVAÇÃO Indicadores ácido-base são substâncias que têm a propriedade de mudar de cor quando na presença de uma solução ácida ou básica.
• conduzem eletricidade em solução aquosa, pois existem íons livres;
• reagem com bases, formando sal e água. Esta reação é chamada de neutralização ou salificação.
Exemplos
HC1 + NaOH &#8594; NaCl + H2O;
H2SO4 + Mg(OH)2 &#8594; MgSO4 + 2H2O.
• reagem com metais liberando gás hidrogênio. Os metais que mais facilmente reagem com soluções ácidas são os alcalinos e os alcalinos terrosos; os metais nobres (Bi, Cu, Hg, Ag, Pt e Au) não reagem.
Exemplo
2HC1 + Mg &#8594; MgCl2 + H2.
Exemplos de materiais que apresentam comportamento ácido são: sucos de frutas cítricas (laranja, limão, abacaxi etc), vinagre (solução aquosa de ácido acético), ácido muriático (solução impura de ácido clorídrico), suco gástrico (solução de ácido clorídrico).
Classificação dos ácidos
Os ácidos podem ser classificados segundo vários critérios. Os mais importantes são:
1- Quanto à presença de oxigênio:
Oxiácidos: ácidos que apresentam átomos do elemento oxigênio em sua molécula.
Exemplos: H2SO4, H2CO3
Hidrácidos: ácidos que não apresentam átomos do elemento oxigênio em sua molécula.
Exemplos: HCl, HCN, HF.
2- Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis 
Os ácidos podem ser classificados em monoácidos, diácidos, triácidos e poliácidos, conforme apresentem um, dois, três ou mais hidrogênios ionizáveis. No caso dos oxiácidos só se ionizam os átomos de hidrogênio ligados a átomos de oxigênio. E o que acontece, por exemplo, no ácido fosforoso, H3PO3, onde, embora sua molécula apresente três átomos de hidrogênio, somente dois se ionizam:
Exemplos
monoácidos: HF, HCI, HCN, HCIO, HNO3; 
diácidos: H2SO4, H2S, H2CO3, H2SO3;
triácidos: H3PO4, H3BO3; 
poliácidos: H4SiO4, H4P2O7.
3- Quanto à força ou grau de ionização:
Grau de ionização é uma grandeza que indica a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas dissolvidas em água. O grau de ionização é representado pela letra &#945;.
De acordo com o grau de ionização os ácidos podem ser fortes, médios ou fracos:
Algumas regras práticas para se avaliar a força de um ácido são:
&#61607;	os hidrácidos HI, HBr e HC1 são fortes, o HF é médio e os d