Resumo prova química

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RESUMO
Conteúdo da prova: 1) Estudo do átomo; 2) Tab. Periódica; 3) Ligações químicas; 4) Estrutura Molecular.
1) ESTUDO DO ÁTOMO: As propriedades da matéria relacionam-se aos tipos de átomos que ela contém (composição), também aos arranjos desses átomos (estrutura). Os átomos podem se combinar para formar moléculas nas quais dois ou mais átomos estão ligados de forma específica.
Faça um breve comentário sobre os modelos atômicos propostos por: Dalton; Thomson; Rutherford; Bohr; Sommerfeld?
Dalton (Modelo da bola de bilhar): toda matéria é constituída por partículas indivisíveis, os átomos. Principais postulados: a) a matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos; b) os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis; c) átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico; d) átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; e) os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos" e f) uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos.
Thomson (Modelo pudim de passas): Figura representativa “elétrons (negativos) imersos em um fluido de carga positiva”. Refutou o modelo do átomo indivisível. Pesquisando os raios catódicos, demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Através da ampola de crookes aferiu que o átomo não era maciço (Dalton), mas um fluido com carga positiva no qual estavam dispersos os elétrons. A massa do pudim seria positiva e as passas partículas negativas.As conclusões de Thomson que provaram experimentalmente que a matéria é constituída de elétrons.
Os raios catódicos são desviados por um campo elétrico e magnético, o que evidencia que são constituídos de partículas com carga elétrica que pelo sentido do desvio são partículas eletricamente negativas.
Rutherford (Modelo planetário do átomo): Baseado no bombardeamento de uma lâmina muito fina de ouro com partículas alfa, observou que a maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro e algumas desviavam até mesmo retrocediam. Concluiu que o átomo tem um pequeno núcleo positivo (já que as partículas alfa desviavam algumas vezes), mas com grande massa. Ao seu redor os elétrons descreveriam órbitas helicoidais (eletrosfera). 
Quais as incoerências do modelo de Rutherford? Se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? a matéria que possui a estabilidade não prevista pelo modelo de Rutherford. Como James Chadwick descobriu os nêutrons? O núcleo emitia partículas sem carga elétrica e com massa igual à dos prótons (+). Nêutrons, a terceira partícula subatômica. Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera há elétrons.
Bohr (órbitas quantizadas): um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele salta para outra órbita do núcleo. Se perde, por irradiação, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. O elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável (órbita não específica).[1: Cai na prova: Diferença do modelo de Bohr pra Rutherford?  Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só pode ter determinada quantidade de energia, o que torna as órbitas restritas. Em outras palavras, Os elétrons podem ocupar apenas determinadas órbitas fixas. As camadas que são referentes à distância do núcleo.]
Sommerfeld estudando os espectros de emissão de átomos mais complexos que o hidrogênio, admitiu que em cada camada eletrônica (n) havia 1 órbita circular e (n-1) órbitas elípticas com diferentes excentricidades. Essas órbitas elípticas foram então chamadas de subníveis ou subcamadas.
Como Robert Millikan caracterizou o elétron? balanceando cuidadosamente as forças elétricas e gravitacionais em minúsculas gotas de óleo carregadas e suspensas entre dois eletrodos de metal e conhecendo o campo elétrico, a carga da gota poderia ser determinada. Repetindo o experimento em várias gotas, percebeu que os valores medidos eram sempre múltiplos de um mesmo número.
Para a teoria Quântica qual a contribuição de De Broglie, Heisenberg Schröndiger? Princípio de De Broglie - o elétron torna-se uma entidade que ora comporta-se como partícula ora comporta-se como onda; Princípio da Incerteza de Heisenberg - É impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron no átomo em um dado instante; Schrödinger – elaborou uma equação que determina a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron – Orbital, para caracterizar um orbital seriam necessários três números quânticos: o principal (n); o secundário ou azimutal (l) e o magnético (m ou ml).
Números quânticos: São códigos matemáticos que representam o estado de energia de cada elétron, ou seja, identificam o nível de energia do elétron, o subnível de energia, o orbital ocupado e seu spin. Os números quânticos são quatro: 
1) Principal, (CIDADE): Este número designa a camada ou nível de energia em que o elétron se encontra, camadas essas designadas por meio do valor do número quântico principal, simbolizado pela letra “n”. n=1 é a camada mais próxima do núcleo.Nome das camadas, o seu número quântico e o número máximo de elétrons em cada uma destas camadas.
n=
2) Secundário ou Azimutal, (BAIRRO): Esse número quântico depende do valor de n. Este número especifica a subcamada ou subnível de energia e, assim, a forma do orbital. As subcamadas são um subconjunto de energias eletrônicas no átomo, designados pelo “l”= S, P, D e F. Para um orbital s, o número de nós é n -1.[2: Qual o conceito de nó? Nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero.]
3) Magnético, (RUA): Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre –l e +l, passando por zero. O “m” indica a orientação do orbital no espaço em relação aos outros. 
4) Spin, (CASA): Pauling mostrou que, em um mesmo orbital, podem existir até dois elétrons. Como isso é possível, se a força de repulsão elétrica entre eles deveria expulsá-los desta região? O elétron além de se movimentar ao redor do núcleo do átomo, apresenta uma rotação em torno de seu próprio eixo, de certo modo semelhante ao giro de um pião. Essa rotação chamada spin faz o elétron se comportar com um imã, criando, assim, um campo magnético ao seu redor. Se os dois elétrons tiverem o mesmo sentido de rotação, será produzida uma força de repulsão magnética, impedindo que esses dois elétrons permaneçam num mesmo orbital. O primeiro elétron a ocupar um orbital terá sempre spin negativo (− ½), sendo representado como uma seta para cima.
Configuração Eletrônica: É a maneira específica pela qual os orbitais de um átomo são ocupados por elétrons. Três regras: 1) Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. 2) Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). 3) Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (Regra de Hund).
Estado fundamental: No estado fundamental (estado de menor energia do átomo) os elétrons se distribuem na região extranuclear, de modo a completar os subníveis de energia, em ordem crescente, correspondente a cada subnível, a partir de 1s, com o número máximo de elétrons permitido em cada um deles.
EX: Z = 25. significa que no átomo normal há 25 elétrons. Aplicando o diagrama de Pauling, teremos: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d5.
Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n:
Li+: 1s2 2s² = 1s; Fe3+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6 = [Ar] 3d5
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s2 2s2 2p5) = F- (1s2 2s2 2p6)
O queé um átomo: Um átomo é constituído de um núcleo extremamente pequeno e denso (99% da massa do átomo), carregado positivamente (prótons + nêutrons), rodeado por uma nuvem de elétrons carregados negativamente. O número de prótons no núcleo é o número atômico = Z (determina o elemento químico do átomo). O número de nêutrons no núcleo é denominado N. O número de massa do núcleo A, é igual a Z+N. Num átomo neutro, o número de elétrons orbitando o núcleo é igual ao número de prótons no núcleo.
O que é aufbau? O princípio postula um processo hipotético em que um átomo é "construído" pela adição progressiva de elétrons distribuídos na eletrosfera a partir do nível menos energético para o mais energético. Ex. B5 = 1s² 2s² 2p¹.
O que é regra de Hund? (Preenchimento dos spins) Em orbitais de mesma energia (p,d e f). Adicionamos um e- a cada orbital até que cada um seja completado.
O que são isótopos: Os isótopos são dois átomos do mesmo elemento químico com números de massa (A) diferentes e números atômicos (Z) iguais. A diferença se encontra no número de nêutrons e podem diferir em algumas características, como a densidade. A abundância isotópica é relação entre o número de átomos de um isótopo existente numa mistura de isótopos e o número total de átomos presentes.
O que são isótopos radioativos? Aqueles isótopos (igual prótons; diferente nêutrons) capazes de emitir radiação. EX: C14.
Radioatividade: capacidade que alguns elementos fisicamente instáveis possuem de emitir energia sob forma de partículas ou radiação eletromagnética.
• Radioatividade natural: ocorre espontaneamente na natureza em determinados elementos que emitem de seus núcleos as três emissões radioativas naturais: As partículas alfa, beta e gama.
Quais são as partículas radioativas e pra que servem? Alfa (2p +2n); Beta (1e, liberada quando há excessos de carga + ou -); gama (pode atingir nossas células sendo utilizada para esterilização de equipamentos médicos. Alguns tratamentos para o câncer como a teleterapia utilizam este tipo de radiação)
• Radioatividade artificial: está ligada ao bombardeamento de átomos por meio de partículas aceleradas (partículas alfa, beta, próton, nêutron, pósitron e dêuteron). Ocorre então uma transformação dos átomos do elemento bombardeado em átomos de outro elemento, que não ocorre naturalmente.
E o que é decaimento radioativo e por que acontece? Os átomos dos isótopos radioativos são muitos instáveis: seus núcleos liberam radiações e partículas eletromagnéticas de alta energia, convertendo-se em novos elementos. Esse fenômeno é o decaimento radioativo. Ex. O c14, isótopo do radioativo do c12, decai para nitrogênio 14, forma mais estável que não emite radiação. O que é tempo de meia vida? O decaimento radioativo de isótopos é um parâmetro para a determinação do tempo (“relógio geológico”). Isso se deve a uma propriedade dos radioisótopos chamada meia vida, que é o período de tempo necessário para que metade dos seus átomos sofra decaimento radioativo. A meia vida do carbono 14, por exemplo, é de 5.730 anos. Através da meia vida de isótopos radioativos, é possível calcular precisamente a idade de fósseis e rochas sedimentares.
Qual a diferença de Fusão nuclear e Fissão nuclear? Como podemos aproveitar estas tecnologias? A fusão nuclear é um processo em que dois núcleos se combinam para formar um único núcleo, mais pesado. Um exemplo importante de reações de fusão é o processo de produção de energia no sol, e das bombas termonucleares (bomba de hidrogênio). Na fissão nuclear, a energia é liberada pela divisão do núcleo normalmente em dois pedaços menores e de massas comparáveis. Um exemplo de reação de fissão, que foi utilizada nas primeiras bombas nucleares e que ainda é utilizada nos reatores nucleares.
2) TABELA PERIÓDICA: Através da Tabela Periódica é possível prever as propriedades dos elementos que serão importantes na compreensão das propriedades dos materiais. Tais propriedades irão definir o tipo de ligações químicas que os elementos poderão fazer.
Um pré-requisito para a construção da tabela foi a descoberta individual de cada elemento. Cientistas começaram a determinar as propriedades físicas/químicas de cada elemento conhecido e, com base nisso, tentaram criar grupos específicos. As propriedades químicas têm uma dependência direta da configuração eletrônica no nível de valência dos átomos, embora os níveis eletrônicos mais internos também influenciem em tais propriedades.
Dalton: Ordenou em ordem crescente pela massa atômica, mas elementos com propriedades semelhantes ficaram mto separados; Johann W. Döbereiner separou em tríades, mas mtos metais não se enquadravam nessa classificação; Chancourtois construiu o parafuso telúrico, mas não funcionou para todos os elementos; Newlands comparou os elementos às notas musicais; Mendeleyev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos em que tinha símbolo do elemento, massa atômica e propriedades químicas e físicas. Organizou-as em ordem crescente de massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica. A importância é que nessa organização se vê a rede de relações entre os elementos. Moseley descobriu o nº atômico (Z = nº de prótons nucleares). Quando os elementos químicos são organizados em ordem crescente de número atômico, ocorre uma periodicidade nas suas propriedades, ou seja, repetem-se regularmente elementos com propriedades semelhantes.
Por que a tabela periódica de Mendelev deixou lacunas em sua primeira versão? Como ele previu quais eram as propriedades dos elementos que pertenciam a essas lacunas? Ao organizar em tabela Mendeleev percebeu, com base nas propriedades físicas/químicas dos elementos, que provavelmente estariam faltando elementos que seriam descobertos, já que a organização em tabela possibilitou ver a rede de relações (vertical, horizontal e diagonal) que os elementos tinham. Previu elementos percebendo que entre um elemento e outro havia propriedades intermediárias que não haviam sido descobertas ainda.
Por que a tabela periódica ficou melhor organizada com a ordem crescente de numero atômico? Quando os átomos eram bombardeados pelos raios catódicos, eles emitiam raios X, e, já que cada um tinha sua propriedade, determinava os valores dos números atômicos. Desta forma, a disposição dos elementos na tabela periódica ficou com um parâmetro mais adequado do que a massa atômica.
7 linhas horizontais (período), os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons. 18 colunas verticais (família), os elementos da mesma família apresentam a configuração eletrônica igual para os elementos. A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons nucleares deste átomo e é chamada de número atômico (Z). Ex. 20Ca = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 = Z = 20.
Quais as números quânticos para os elétrons de valência para:
Metais Alcalinos:
Metais Alcalino:
Terrosos; Calcogênios:
Halogênios:
Família do Carbono:
Família do Nitrogênio:
Gases Nobres:
O que significa o termo carga nuclear efetiva? A carga nuclear efetiva é a influencia da carga nuclear sobre um elétron em um átomo polieletrônico. A carga nuclear EFETIVA de um átomo é dada pelo número de prótons presentes no núcleo deste átomo (Z) MENOS A BLINDAGEM (S) que os elétrons internos fazem no elétron observado. Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zef) diminui. Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
Regras de Slater: Para determinar Zef, os elétrons são divididos em grupos (a cada um corresponde uma constante de blindagem diferente). Ex: 11Na = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 = (1s2), (2s2, 2px2, 2py2 , 2pz2), (3s1). Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de blindagem S é a soma das seguintes parcelas:
Ex: 112Cn: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10. Após o procedimento de aufbau, os elétrons são divididos em grupos (Slater): (1s2),( 2s2, 2p6), ( 3s2, 3p6, 3d10), (4s2,4p6,4d10, 4f14), (5s2, 5p6, 5d10, 5f14), (6s2, 6p6, 6d10), ( 7s2).
a) zero para qualquer de grupo exterior ao elétron considerado: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10. Logo, (1s2), ( 2s2, 2p6), ( 3s2, 3p6, 3d10), (4s2,4p6,4d10, 4f14), (5s2, 5p6, 5d10, 0), (6s2, 6p6, 0), ( 7s2).
b) 0,35 para cada um dos outros elétrons do mesmo grupo que o elétron considerado, exceto no grupo 1s, no qual usa-se o valor 0,30:
7s² -> 1 x 0,35= 0,35.
c) se o elétron considerado pertencer a um grupo (ns, np), cada elétron do nível (n –1) contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos contribui com 1,00. (1s2), (2s2, 2p6), (3s2, 3p6, 3d10), (4s2, 4p6, 4d10, 4f14), (5s2, 5p6, 5d10, 0), (6s2, 6p6, 0), ( 7s2). Logo, (8 x o,85) + (78 x 1,00) = 84,8.
d) se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada elétron dos grupos mais internos contribui com 1,00: Não é o caso, pois estamos considerando o elétron do grupo s.
Resultado: Temos: S = (o x 24) + (1,00 x 0,35) + (84,8) = 85,1. Logo, Zef = Z – S = 112 - 85,1 = 26,9.
Quanto a configuração eletrônica o que o corre para os átomos pertencentes a mesma família? A carga nuclear efetiva que tua no eletron mais externo para elementos do mesmo grupo é quase a mesma, isso se dá pq Z aumenta e S tbm aumenta de de cima para baixo na tabela. O que o corre com a carga nuclear efetiva quando nos deslocamos na tabela periódica da esquerda para a direita em um mesmo período? Para elementos do mesmo período aumenta com o número atômico. Z aumenta mais que S da esquerda pra direita.
Raio atômico: Consideram-se dois átomos de um mesmo elemento químico como esferas que devem estar o mais próximo possível um do outro. O raio atômico (r) é a metade da distância (d) entre os dois núcleos desses átomos vizinhos. Para conseguir essa medida usa-se a difração por raio x. Dois fatores importantes: a) NÚMERO DE CAMADAS ELETRÔNICAS - Com o aumento do número de camadas ocorre um aumento no raio do átomo e b) CARGA NUCLEAR - Quanto maior a carga nuclear maior é a atração do núcleo pelos elétrons periféricos, isto é, menor será o átomo.
Tamanho do íon: Um CÁTION tem um raio MENOR que o átomo que o produziu; Um ÂNION tem um raio MAIOR que o átomo que o produziu.
Potencial de ionização: É a energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo neutro isolado no estado gasoso. Quanto menor for o átomo maior será a dificuldade para retirar seu elétron, isto é, maior será a energia de ionização.
Afinidade eletrônica: É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso neutro.
Eletronegatividade: E a tendência que um átomo possui em atrair o par de elétrons para perto de si. (quando combinado, formando um composto). Quanto menor o raio atômico, maior é a eletronegatividade, ou seja, átomos pequenos são mais eletronegativos.
Eletropositividade: Os metais são eletropositivos e apresentam a tendência de perder elétrons, quando lhes é fornecida energia.
3) LIGAÇÕES QUÍMICAS: os átomos ligam-se com o objetivo de baixar sua energia, devido as interações atrativas entre íons ou núcleos e elétrons dos pares compartilhados. Forma-se uma ligação química entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem MENOR energia do que a energia total dos átomos separados. Somente os gases nobres, estão no estado atômico isolado.
Teoria do Octeto: Os átomos ligam-se a fim de adquirirem uma configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na última camada. Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por meio dos elétrons da última camada, podendo perder, ganhar ou compartilhar os elétrons até atingirem a configuração estável. Surgem, assim, as ligações químicas.
Estrutura de Lewis: A representação é dada pelo elemento químico rodeado por pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo. Um ponto = um único elétron em um orbital; um par = dois elétrons emparelhados partilhando o orbital.
Principais ligações químicas:
IÔNICA: Eletropositivo + Eletronegativo: caracteriza-se pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o outro, formando íons, e pela atração de Cargas elétricas opostas.
Considerando átomo neutros dos elementos o sódio e o cloro eles não são estáveis, não apresentam 8 e- na ultima camada. Após a transferência de um e- do Na para o Cl, ambos completam o octeto. Onde o Na doa seu elétron de valência ao Cl mais eletronegativo e ambos completam seu octeto e energia é liberada (exotérmico). Resumindo: As ligações iônicas ocorrem, como regra geral, entre os elementos que tendem a perder elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (metais) e os elementos que tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada (ametais).
COVALENTE: eletronegativo + eletronegativo: A estabilidade se dá pelo COMPARTILHAMENTO de elétrons. A tendência dos elementos adquirirem configuração eletrônica de gás nobre. Ocorre entre hidrogênio – hidrogênio; hidrogênio – não-metal e não-metal – não-metal.
Estrutura de Lewis: 1) Contar os elétrons da camada de valência; 2) colocar um par de elétrons para cada ligação; 3) completar o octeto; 4) Pôr os elétrons restantes no átomo central; 5) Se o átomo central não estiver completo fazer ligações duplas ou triplas.
Teoria da ligação de valência (TLV): a ligação entre dois átomos é conseguida através da sobreposição de dois orbitais atômicos semipreenchidos. Nesta zona de sobreposição, existe apenas um par de elétrons com spins desemparelhados, provocando a aproximação dos núcleos e diminuindo a energia potencial do sistema. Logo, os átomos tendem a posicionar-se de forma a que a sobreposição de orbitais seja máxima, reduzindo a energia do sistema a um mínimo, formando ligações mais fortes e estáveis. Quando o emparelhamento se dá através de orbitais segundo o eixo de ligação dos átomos, as ligações denominam-se σ. As orbitais que geralmente formam ligações σ são as s e pb.